Физические свойства кислорода кратко

Физические свойства:

Простое вещество существует в двух аллотропных модификациях: O₂ и O₃ (озон).Кислород, О₂ — при нормальных условиях 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) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объема O2 в 1 объеме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком.Озон, О₃ — аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях это газ голубого цвета со специфическим запахом, ядовит. В твёрдом виде (Тпл.=-197°C) представляет собой тёмно-синие, серые, практически чёрные кристаллы.

Водород

1. Водород как химический элемент

Водород — химический элемент с порядковым номером 1 — самый легкий из всех элементов периодической таблицы. В состав атома входят один протон и один электрон, такое строение является причиной уникальных свойств водорода.

Водород в периодической системе занимает особое место. С одной стороны, он может быть помещен в главную подгруппу первой группы, т.к. водород, как и щелочные металлы, способен отдавать один электрон. С другой стороны, подобно галогенам, водород способен присоединять один электрон, поэтому он может быть помещен в главную подгруппу седьмой группы. 

В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: +1 и -1

характеристика	водород
Химический знак	H
Электронная конфигурация	1S1
Степени окисления	+1, 0, -1

степень окисления	-1	+1
соединения	KH, MgH2	H2	H2O, HF, NH3

Существуют три изотопа водорода: протий H, дейтерий D и тритий T. 

	H	D	T
электроны	1	1	1
протоны	1	2	3

2. Физические свойства водорода

• Температура кипения: -252,76 °С
• Температура плавления: -259,14 °С
• Слабо растворяется в воде 
• Легче воздуха в 14,5 раз
• Взрывоопасное вещество

3. Химические свойства водорода

1. Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами (проявление восстановительных свойств, повышение степени окисления)

реагент	реакция	Условия/особенности
кислород	2H2 + O2 = 2H2O	Нагревание, смесь H2 и O2 взрывоопасна
Хлор (возможно с другими галогенами)	H2 + Cl2 = 2HCl	Ультрафиолетовый свет или нагревание
Сера	H2 + S = H2S	Пропускание водорода над нагретой серой, H2S имеет запах тухлых яиц
Азот	N2 + 3H2 = 2NH3	Присутствие катализатора, повышенное давление и температура

2. Взаимодействие с простыми веществами — металлами (проявление окислительных свойств, понижение степени окисления)

реагент	реакция	условия/особенности
ЩМ, ЩЗМ	2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2	Нагревание, происходит образование гидридов

3. Взаимодействие со сложными веществами

реагент	реакция	Примечания
Оксиды металлов	CuO + H2 = Cu + H2O Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O	Получение металлов из их оксидов в металлургии Не реагируют оксиды активных металлов (левее марганца в ряду активности)
Оксиды неметаллов	CO + 2H2 = CH3OH	Присутствие катализатора Смесь CO и H2 — “синтез-газ”
	2NO + 2H2 = N2 + 2H2O	Реакция используется в очистительных системах при производстве HNO3

4. Основные способы получения водорода 

а) В лаборатории: 

водород получают действием кислот (соляной или разбавленной серной) на металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (чаще цинк или железо): 

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ 

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂ 

Реакцию обычно проводят в аппарате Киппа, а для получения малых количеств водорода — в приборе Кирюшкина. Водород собирают методом вытеснения воздуха, держа пробирку донышком вверх, или методом вытеснения воды.

Рис. 1. Получение водорода в аппарате Киппа

Рис. 2. Прибор Кирюшкина

б) В промышленности:

Способ получения	Уравнение реакции
Газопаровая конверсия угля	C + H2O = CO + H2
Взаимодействие метана с водяным паром	CH4 + H2O = CO + 3H2
Разложение метана	CH4 = C + 2H2
Электролиз воды	2H2O = 2H2 + O2

5. Применение водорода

1. Получение многих веществ
   • аммиака
   • хлороводорода
   • метилового спирта и других органических веществ из синтез-газа
   • маргарина
   • металлов (например, вольфрама) из оксидов
2. Жидкий водород используется как ракетное горючее

6. Вода

Физические свойства:

Чистая вода — прозрачная жидкость, без цвета, вкуса и запаха

• температура кипения: 100 °С при 1 атм
• температура плавления 0°С
• плотность 1 кг/л

Химические свойства:

С металлами (в ряду напряжений до водорода)

H₂O + K = KOH + H₂

С основными и кислотными оксидами:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

Гидролиз солей

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

С гидридами активных металлов 

Реакции с C, CO, CH4 

С галогенами 

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты — без нагревания)

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO₃ (соляная и хлорноватая кислоты — при нагревании)

7. Кристаллогидраты 

Кристаллогидраты — это сложные вещества, содержащие в кристаллической решетке молекулы воды

медный купорос CuSO4*5H2O — пентагидрат сульфата меди (II)	кристаллическая содаNa2CO3*10H2O — декагидрат карбоната натрия	цинковый купорос ZnSO4*7H2O — гептагидрат сульфата цинка

8. Пероксид водорода H₂O₂

Физические свойства:

бесцветная прозрачная жидкость со слабым своеобразным запахом, “металлическим” вкусом, слегка вязкая

Получение

Используют пероксиды и супероксиды металлов

K₂O₂ + H₂O = KOH + H₂O₂ 

BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄+ H₂O₂ 

Химические свойства

разложение в разбавленных растворах

H₂O₂ = H₂O₂+ O₂ 

проявление окислительных свойств

KCl + H₂O₂ + H₂SO₄ = Cl₂ + K₂SO₄ + H₂O

Физические свойства кислорода:

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)
413	Коэффициент теплового расширения
414	Коэффициент температуропроводности
415	Критическая температура*	-118,57 °C (154,581 К, -181,43 °F)
416	Критическое давление*	5,043 МПа
417	Критическая плотность	0,41 г/см3
418	Тройная точка	-218,79 °C (54,361 К, -361,82 °F), 0,1463 кПа
419	Давление паров (мм.рт.ст.)	1 мм.рт.ст. (при -219 °C), 10 мм.рт.ст. (при -210,7 °C), 100 мм.рт.ст. (при -198,7 °C)
420	Давление паров (Па)	1 кПа (при 61 K), 10 кПа (при 73 K), 100 кПа (при 90 K)
421	Стандартная энтальпия образования ΔH	0 кДж/моль (при 298 К, для состояния вещества – газ)
422	Стандартная энергия Гиббса образования ΔG	0 кДж/моль (при 298 К, для состояния вещества – газ)
423	Стандартная энтропия вещества S	205,04  Дж/(моль·K) (при 298 К, для состояния вещества – газ)
424	Стандартная мольная теплоемкость Cp	29,35 Дж/(моль·K) (при 298 К, для состояния вещества – газ)
425	Энтальпия диссоциации ΔHдисс
426	Диэлектрическая проницаемость	1,000486 (при 25 °C), 1,51 (при -192,78 °C)
427	Магнитный тип	Парамагнитный материал
428	Точка Кюри
429	Объемная магнитная восприимчивость	+1,90772·10-6
430	Удельная магнитная восприимчивость	+1,335·10-6
431	Молярная магнитная восприимчивость	+3449,0·10-6 см3 (при 298 K, состояние вещества – газ), +7699,0·10-6 см3 (при 90 K, состояние вещества – жидкость), +10200,0·10-6 см3 (при 54 K, состояние вещества – твердое тело)
432	Электрический тип
433	Электропроводность в твердой фазе
434	Удельное электрическое сопротивление
435	Сверхпроводимость при температуре
436	Критическое магнитное поле разрушения сверхпроводимости
437	Запрещенная зона
438	Концентрация носителей заряда
439	Твёрдость по Моосу
440	Твёрдость по Бринеллю
441	Твёрдость по Виккерсу
442	Скорость звука	314 (0 °C, состояние вещества – газ)
443	Поверхностное натяжение
444	Динамическая вязкость газов и жидкостей	0,0192 мПа·с (при 0 °C), 0,0218 мПа·с (при 50 °C), 0,0244 мПа·с (при 100 °C), 0,029 мПа·с (при 200 °C), 0,0369 мПа·с (при 400 °C), 0,189 мПа·с (при -183 °C)
445	Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмных
446	Взрывоопасные концентрации смеси газа с кислородом, % объёмных
446	Предел прочности на растяжение
447	Предел текучести
448	Предел удлинения
449	Модуль Юнга
450	Модуль сдвига
451	Объемный модуль упругости
452	Коэффициент Пуассона
453	Коэффициент преломления	1,000271 (при стандартных условиях для линии D, длина волны которой приближенно равна 0,5893 μ)

История открытия[]

Официально считается, 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).

2HgO →ot 2Hg+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2HgO\ {\xrightarrow {^{o}t}}\ 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.

Кристаллическая решётка кислорода:

500	Кристаллическая решётка
511	Кристаллическая решётка #1	α-кислород (α-O2)
512	Структура решётки	Простая моноклинная
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)
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
533	Параметры решётки	a = 6,83 Å
534	Отношение c/a
535	Температура Дебая
536	Название пространственной группы симметрии
537	Номер пространственной группы симметрии

Химические свойства

Кислород является химически активным веществом. Он способен вступать в реакции с множеством других веществ, однако для протекания большинства этих реакций необходима более высокая, чем комнатная, температура. При нагревании кислород реагирует с неметаллами и металлами.

Если стеклянную колбу наполнить кислородом и внести в нее ложечку с горящей серой, то сера вспыхивает с образованием яркого пламени и быстро сгорает (рис. 80).

Химическую реакцию, протекающую в этом случае, можно описать следующим уравнением:

В результате реакции образуется вещество SO₂, которое называется сернистым газом. Сернистый газ имеет резкий запах, который вы ощущаете при зажигании обычной спички. Это говорит о том, что в состав головки спички входит сера, при горении которой и образуется сернистый газ.

Подожженный красный фосфор в колбе с кислородом вспыхивает еще ярче и быстро сгорает, образуя густой белый дым (рис. 81).

При этом протекает химическая реакция:

Белый дым состоит из маленьких твердых частиц продукта реакции — P₂O₅.

Если в колбу с кислородом внести тлеющий уголек, состоящий в основном из углерода, то он также вспыхивает и сгорает ярким пламенем (рис. 82).

Протекающую химическую реакцию можно представить следующим уравнением:

Продуктом реакции является CO₂, или углекислый газ, с которым вы уже знакомы. Доказать образование углекислого газа можно, добавив в колбу немного известковой воды. Помутнение свидетельствует о присутствии CO₂ в колбе.

Возгорание уголька можно использовать для отличия кислорода от других газов. Если в сосуд (колбу, пробирку) с газом внести тлеющий уголек и он вспыхнет, то это указывает на наличие в сосуде кислорода.

Кроме неметаллов, с кислородом реагируют и многие металлы. Внесем в колбу с кислородом раскаленную стальную проволоку, состоящую в основном из железа. Проволока начинает ярко светиться и разбрасывать в разные стороны раскаленные искры, как при горении бенгальского огня (рис. 83).

При этом протекает следующая химическая реакция:

В результате реакции образуется вещество Fe₃O₄ (железная окалина). В состав формульной единицы этого вещества входят три атома железа, причем один из них имеет валентность II, а два других атома имеют валентность III. Поэтому формулу этого вещества можно представить в виде FeO * Fe₂O₃.

На заметку: Реакцию железа с кислородом используют для резки стальных изделий. Для этого определенный участок детали сначала нагревают с помощью кислородногазовой горелки. Затем направляют на нагретое место струю чистого кислорода, для чего перекрывают кран поступления горючего газа в горелку. Нагретое до высокой температуры железо вступает в химическую реакцию с кислородом и превращается в окалину. Так можно разрезать очень толстые железные детали.

Общие сведения:

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 кислорода (O), 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	O2 переходит в O3 при облучении ионизирующим излучением либо жёстким ультрафиолетом. — α-кислород существует при температуре ниже 23,65 K и иных стандартных условиях, — β-кислород существует в интервале температур от  23,65 K до 43,65 K и иных стандартных условиях, — γ-кислород (γ-O2) существует при температуре выше 43,65 K и иных стандартных условиях, — δ-кислород (δ-O2) существует в интервале температур от  20 K до 240 K и давлении 6 – 8 ГПа, — ε-кислород (O4 или O8) существует при давлении от 10 до 96 ГПа, — ζ-кислород, металлическая фаза кислорода (On) существует при давлении выше 96 ГПа
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 %

Кислород — что это за химический элемент

В природе встречается:

Простое вещество кислород является газом без цвета, вкуса и запаха.

В условиях низких температур кислород имеет вид жидкости с голубоватым оттенком. В твердом агрегатном состоянии кислород представляет собой кристаллы светло-синего цвета. В химии вещество определяют, как химически активный неметалл. Это наиболее легкий элемент из группы халькогенов. 

Атомы в молекуле кислорода образуют ковалентную неполярную связь. Связь является двойной, что объясняется наличием у каждого атома двух неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне. Структура молекулярной кристаллической решетки кислорода является моноклинной. Электронная формулы молекулы кислорода:

Кислород обладает данной способностью. Он существует в виде нескольких простых веществ:

Процесс, при котором формировались запасы летучего кислорода в земной атмосфере, можно изобразить с помощью графика. На схеме зеленый график представляет собой нижнюю оценку уровня кислорода, красный — верхнюю оценку.

Расшифровать приведенные данные можно, таким образом:

1. (3,85—2,45 млрд лет назад), в данный период кислород не образовывался.
2. (2,45—1,85 млрд лет назад), при образовании кислорода его поглощали океан и породы, залегающие на морском дне.
3. (1,85—0,85 млрд лет назад), происходит выделение кислорода из океана, вещество расходуется в процессе окисления горных пород на суше и при образовании озонового слоя.
4. (0,85—0,54 млрд лет назад), благодаря окислению всех горных пород на суше, кислород начинает накапливаться в атмосфере.

Кислород представляет собой наиболее распространенный элемент в коре Земли. Вещество в составе различных соединений, главным образом силикатов, составляет примерно 47 % от массы твердой земной коры. Содержание связанного кислорода в морских и пресных водах достигает 85,82 % (по массе). Свыше 1500 соединений в коре планеты содержат кислород. Концентрация свободного кислорода в атмосфере равна 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (примерно 1015 тонн).

До того момента, пока не появились первые микробы в архее 3,5 млрд лет назад, способные участвовать в фотосинтезе, атмосфера практически не содержала кислород. Появление больших объемов этого газа связано с эпохой палеопротерозоя (3—2,3 млрд лет назад), когда произошли глобальные изменения состава атмосферы, то есть случилась «кислородная катастрофа». В течение первого миллиарда лет кислород почти полностью поглощался железом, которое было растворено в океанах. Таким образом, были сформированы запасы джеспилита.

Около 3—2,7 млрд лет назад началось выделение кислорода в атмосферу. Позднее, 1,7 млрд лет назад, объем вещества достиг 10 % от нынешнего уровня. По причине большого количества растворенного и свободного кислорода, содержащегося в океанах и атмосфере, вымерло большинство анаэробных организмов. С другой стороны, благодаря клеточному дыханию, за счет кислорода аэробные организмы стали производить значительно больше АТФ, чем анаэробные. Данное обстоятельство способствовало занятию аэробными организмами доминирующих позиций.

Начиная с кембрия, 540 млн лет назад, концентрация кислорода в атмосфере соответствовала интервалу от 15 % до 30 % по объему. Когда завершился каменноугольный период (примерно 300 миллионов лет назад) уровень содержания вещества достиг максимальных значений в 35 % по объему. По этой причине насекомые и земноводные в то время обладали крупными размерами.

По большей части кислород на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами идет на обеспечение процессов гниения и разложения. Около 80 % кислорода, который производят леса, потребляется в процессе гниения и разложения лесной растительности.

Деятельность человека в меньшей степени оказывает влияние на количество свободного кислорода в атмосфере. При сохранении существующих темпов фотосинтеза потребуется примерно 2 тысячи лет на восстановление всего кислорода в атмосфере. Кислород является составным компонентом многих органических веществ и всех живых клеток. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

Элемент в окружающей среде

Земная кора состоит в основном из кремниево-кислородных минералов, и многие другие элементы присутствуют в виде их оксидов. Газообразный кислород составляет пятую часть атмосферы. О2 в атмосфере Земли образуется в результате фотосинтеза растений, он накапливался в течение длительного времени, поскольку они использовали обильные запасы углекислого газа в ранней атмосфере и выделяли кислород.

Почти все химические вещества, кроме инертных газов, связываются с кислородом с образованием соединений. Вода, H2O и кремнезём, SiO2, основной компонент песка, являются одними из наиболее распространённых двойных кислородных соединений. Среди соединений, которые содержат более двух элементов, наиболее распространёнными являются силикаты, которые образуют большинство пород и почв. Другими соединениями, которые в изобилии встречаются в природе, являются карбонат кальция (известняк и мрамор), сульфат кальция (гипс), оксид алюминия (боксит) и различные оксиды железа, которые используются в качестве источника металла.

Элемент встречается во всех видах минералов. Некоторые общие примеры включают оксиды, карбонаты, нитраты, сульфаты и фосфаты. Оксиды — это химические соединения, которые содержат кислород и ещё один элемент. Карбонаты — это соединения, которые содержат кислород, углерод и ещё один элемент. В качестве примера можно привести карбонат натрия или соду, кальцинированную соду или солевую соду (Na2CO3), которая часто встречается в моющих и чистящих средствах.

Нитраты, сульфаты и фосфаты также содержат кислород. Другими элементами в этих соединениях являются азот, сера или фосфор плюс ещё один элемент. Примерами этих соединений являются нитрат калия или селитра (KNO3), сульфат магния или соли Эпсома (MgSO4) и фосфат кальция (Ca3 (PO 4)2).

Реакции вещества, токсические производные

Молекула кислорода характеризуется наличием прочной связи. В нормальных условиях вещество представляет собой газ с малой степенью активности, вступающий в химические реакции лишь с наиболее активными веществами. К таким веществам относятся щелочные и щелочноземельные металлы. В процессе нагрева активность кислорода резко возрастает. Вещество интенсивно вступает в химические реакции с большинством простых и многими сложными веществами, проявляя при этом окислительные свойства.

Практически все реакции с кислородом экзотермичны. По этой причине повышать температуру нужно только в начале процесса. Реакции с участием кислорода по большей части сопровождаются выделением тепловой энергии и света. Данные процессы представляют собой реакции горения, в результате которого образуются оксиды.

Определенные производные кислорода под названием «реактивные формы кислорода» аналогично синглетному кислороду, перекиси водорода, супероксиду, озону и гидроксильному радикалу, представляют собой высокотоксичные продукты. Данные вещества формируются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), перекись водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных. Данные вещества способны вызывать оксидативный стресс.

История открытия кислорода

Открытие кислорода приписывают Джозефу Пристли (Joseph Priestley). У него была лаборатория, оборудованная приборами для собирания газов. Он испытывал его физиологическое действие на себе и на мышах. Пристли установил, что после вдыхания газа некоторое время ощущается приятная легкость. Мыши в герметически закрытой банке с воздухом задыхаются быстрей, чем в банке с O₂. Поскольку Пристли был приверженцем флогистонной теории он так и не узнал, что оказалось у него в руках. Он только описал этот газ, даже не догадываясь, что он описал. А вот лавры открытия кислорода принадлежат Антуан Лоран Лавуазье (Antoine Laurent de Lavoisier), который и дал ему имя.

Лавуазье, поставил свой знаменитый опыт, продолжавшийся 12 дней. Он нагревал ртуть в реторте. При кипении образовывалась ее красная окись. Когда реторту охладили, оказалось, что воздуха в ней убыло почти на 1/6 его объема, а остаток ртути весил меньше, чем перед нагревом. Но когда разложили окись ртути сильным прокаливанием, все вернулось: и недостача ртути, и «исчезнувший» кислород.

Впоследствии Лавуазье установил, что этот газ входит в состав азотной, серной, фосфорной кислот. Он ошибочно полагал, что O₂ обязательно входит в состав кислот, и поэтому назвал его «оксигениум», что значит «рождающий кислоты». Теперь хорошо известны кислоты, лишенные «оксигениума» (например: соляная, сероводородная, синильная и др.).

Кислород: химические свойства

Ключевые слова конспекта: химические свойства простых веществ-неметаллов, характеристика элемента? простое вещество — кислород O₂, получение кислорода.

Характеристика элемента кислорода

Кислород О – элемент № 8, 2-й период, VIA группа. Электронная конфигурация атома кислорода 1s22s22p4.

Валентные возможности кислорода – II и III (с учётом возможности образования связи по донорно–акцепторному механизму, например в ионе гидроксония Н₃О+). Возможные степени окисления кислорода:

+2 – в соединении со фтором OF₂;+1 – в соединении со фтором О₂F₂; – в простых веществах O₂ (кислород), O₃ (озон);–1 – в пероксидах (Н₂O₂, Na₂O₂);–2 – во всех остальных соединениях кислорода (кроме супероксидов).

Кислород – самый распространённый элемент в земной коре. Кислороду присуща аллотропия, элемент кислород образует два простых вещества – киcлород O₂ и озон O₃.

Кислород – простое вещество O₂

Кислород является молекулярным веществом, молекула двухатомна. В молекуле кислорода связь ковалентная неполярная.

При обычных условиях кислoрoд – газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха, плохо растворим в воде (несколько лучше, чем азот). В жидком состоянии кислород светло-голубого, в твёрдом – синего цвета.

Кислород является хорошим окислителем. Реагирует практически со всеми простыми веществами (кроме инертных газов, галогенов, благородных металлов). Так, например, киcлород окисляет металлы:

O₂ + 2Zn = 2ZnO3O₂ + 4Al = 2Al₂O₃O₂ + 2Cu = 2CuO2O₂ + 3Fe = Fe₃O₄

Кислорoд является также окислителем многих неметаллов. В некоторых случаях, для того чтобы началась реакция, требуется нагревание:

O₂ + C = CO₂O₂ + S = SO₂5O₂ + 4Р = 2Р₂O₅O₂ + 2Н₂ = 2Н₂O

Кислoрод реагирует с азотом в электрической дуге (реакция обратима, идёт с небольшим выходом NO):

В кислороде сгорают многие горючие вещества, практически все органические вещества:

2O₂ + СН₄ = СO₂ + 2Н₂02Н₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2Н₂0

Кислoрoд окисляет многие сложные вещества – как неорганические, так и органические:

O₂ + 4Fe(OH)₂ + 2Н₂0 = 4Fe(OH)₃O₂ + 2СН₃СНО = СН₃СООН.

В промышленности кислород получают перегонкой воздуха. Способ основан на том, что у азота и кислорода разные температуры кипения. В лаборатории киcлорoд получают:

а) электролизом воды:

б) разложением пероксида водорода под действием катализатора:

в) разложением перманганата калия при нагревании:

г) разложением хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

д) разложением нитратов щелочных металлов при нагревании:

Изотопы кислорода

Есть три естественных изотопа О2: кислород-16, кислород-17 и кислород-18. Изотопы — это две или более формы элемента. Они отличаются друг от друга по их массовому числу. Число, написанное справа от названия элемента, является массовым числом. Оно представляет количество протонов плюс нейтронов в ядре атома элемента. Количество протонов определяет элемент, но количество нейтронов в атоме любого одного элемента может варьироваться. Каждая вариация является изотопом.

Известно также пять радиоактивных изотопов элемента. Радиоактивный изотоп — это тот, который распадается на части и испускает некоторую форму радиации. Радиоактивные изотопы образуются, когда очень маленькие частицы обжигают атомы. Эти частицы прилипают к атомам и делают их радиоактивными.

Физические свойства

Кислород более растворим в воде, чем азот. Вода содержит приблизительно одну молекулу O2 на каждые две молекулы N2 по сравнению с атмосферным отношением приблизительно от одного до четырёх. Плотность кислорода в газообразном состоянии 1,42897 кг/м3. Другими физическими свойствами элемента являются:

• Газ в нормальном состоянии бесцветный, без запаха и вкуса. Жидкий кислород слегка парамагнитен. Он реактивен и образует оксиды со всеми элементами, кроме гелия, неона, криптона и аргона. Умеренно растворим в воде.
• Элемент конденсируется при температуре -182,95С, а замерзает при -218,79С. И в жидком, и в твёрдом состоянии является прозрачным веществом светло-голубого цвета.
• Существование элемента в двух аллотропных формах. Аллотропы — это модификации элемента с различными физическими и химическими свойствами. Аллотропы О2 — это двухатомный кислород и озон, или трёхатомный. Озон встречается в довольно больших количествах в особых условиях. Например, необычно большое количество озона находится в верхних слоях атмосферы Земли. Этот озоновый слой важен для жизни на планете. Он защищает от вредного излучения, которое исходит от Солнца. Озон на уровне земли бесполезен для жизни и может вызвать проблемы со здоровьем у растений, людей и животных.
• Атомарный кислород очень высоко активен. Он способен окислять атомы элементов, которые несвойственны этому организму, и является одним из сильнейших антиоксидантов, который устраняет кислородное голодание тканей и уничтожает практически любую патогенную микрофлору (грибы, вирусы, бактерии и другие) и лишние свободные радикалы.