 |
 |
|
 |
|
|
КИСЛОРОД |
| Большая советская энциклопедия (БЭС) |
(латинское Oxygenium)
О, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 8, атомная масса 15,9994. При нормальных условиях К. — газ без цвета, запаха и вкуса. Трудно назвать другой элемент, который играл бы на нашей планете такую важную роль, как К.
Историческая справка. Процессы горения и дыхания издавна привлекали внимание учёных. Первые указания на то, что не весь воздух, а лишь «активная» его часть поддерживает горение, обнаружены в китайских рукописях 8 в. Много позже Леонардо да Винчи (1452—1519) рассматривал воздух как смесь двух газов, лишь один из которых расходуется при горении и дыхании. Окончательное открытие двух главных составных частей воздуха — Азота и К., сделавшее эпоху в науке, произошло только в конце 18 в. (см. Химия, Исторический очерк). К. получили почти одновременно К. Шееле (1769—70) путём прокаливания селитр (KNO3, NaNO3), двуокиси марганца MnO2 и других веществ и Дж. Пристли (1774) при нагревании сурика Pb3O4 и окиси ртути HgO. В 1772 Д. Резерфорд открыл азот. В 1775 А. Лавуазье, произведя количественный анализ воздуха, нашёл, что он «состоит из двух (газов) различного и, так сказать, противоположного характера», т. е. из К. и азота. На основе широких экспериментальных исследований Лавуазье правильно объяснил горение и дыхание как процессы взаимодействия веществ с К. Поскольку К. входит в состав кислот, Лавуазье назвал его oxygene, т. е. «образующий кислоты» (от греческого oxys — кислый и gennao — рождаю; отсюда и русское название «кислород»).
Распространение в природе. К. — самый распространённый химический элемент на Земле. Связанный К. составляет около 6/7 массы водной оболочки Земли — гидросферы (85,82% по массе), почти половину литосферы (47% по массе), и только в атмосфере, где К. находится в свободном состоянии, он занимает второе место (23,15% по массе) после азота.
К. стоит на первом месте и по числу образуемых им минералов (1364); среди минералов, содержащих К., преобладают силикаты (полевые шпаты, слюды и др.), кварц, окислы железа, карбонаты и сульфаты. В живых организмах в среднем около 70% К.; он входит в состав большинства важнейших органических соединений (белков, жиров, углеводов и т.д.) и в состав неорганических соединений скелета. Исключительно велика роль свободного К. в биохимических и физиологических процессах, особенно в дыхании (См. Дыхание). За исключением некоторых микроорганизмов-анаэробов, все животные и растения получают необходимую для жизнедеятельности энергию за счёт окисления биологического (См. Окисление биологическое) различных веществ с помощью К.
Вся масса свободного К. Земли возникла и сохраняется благодаря жизнедеятельности зелёных растений суши и Мирового океана, выделяющих К. в процессе Фотосинтеза. На земной поверхности, где протекает фотосинтез и господствует свободный К., формируются резко окислительные условия. Напротив, в магме, а также глубоких горизонтах подземных вод, в илах морей и озер, в болотах, где свободный К. отсутствует, формируется восстановительная среда. Окислительно-восстановительные процессы с участием К. определяют концентрацию многих элементов и образование месторождений полезных ископаемых — угля, нефти, серы, руд железа, меди и т.д. (см. Круговорот веществ). Изменения в круговорот К. вносит и хозяйственная деятельность человека. В некоторых промышленных странах при сгорании топлива расходуется К. больше, чем его выделяют растения при фотосинтезе. Всего же на сжигание топлива в мире ежегодно потребляется около 9·109 т К.
Изотопы, атом, молекула. К. имеет три устойчивых изотопа: 16О, 17O и 18O, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов К. 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. А такие ядра, как следует из теории атомного ядра, обладают особой устойчивостью.
В соответствии с положением К. в периодической системе элементов (См. Периодическая система элементов) Менделеева электроны атома К. располагаются на двух оболочках: 2 — на внутренней и 6 — на внешней (конфигурация 1s22s22p4 см. Атом). Поскольку внешняя оболочка атома К. не заполнена, а потенциал ионизации и сродство к электрону составляют соответственно 13,61 и 1,46 эв, атом К. в химических соединениях обычно приобретает электроны и имеет отрицательный эффективный заряд. Напротив, крайне редки соединения, в которых электроны отрываются (точнее оттягиваются) от атома К. (таковы, например, F2O, F2O2). Раньше, исходя единственно из положения К. в периодической системе, атому К. в окислах и в большинстве других соединений приписывали отрицательный заряд (—2). Однако, как показывают экспериментальные данные, ион O2- не существует ни в свободном состоянии, ни в соединениях, и отрицательный эффективный заряд атома К. практически никогда существенно не превышает единицы.
В обычных условиях молекула К. двухатомна (O2); в тихом электрическом разряде образуется также трёхатомная молекула O3 — озон; при высоких давлениях обнаружены в небольших количествах молекулы O4 Электронное строение O2 представляет большой теоретический интерес. В основном состоянии молекула O2 имеет два неспаренных электрона; для неё неприменима «обычная» классическая структурная формула О=О с двумя двухэлектронными связями (см. Валентность). Исчерпывающее объяснение этого факта дано в рамках теории молекулярных орбиталей. Энергия ионизации молекулы К. (O2 — е>О2+) составляет 12,2 эв, а сродство к электрону (O2 + е > O2-) — 0,94 эв. Диссоциация молекулярного К. на атомы при обычной температуре ничтожно мала, она становится заметной лишь при 1500 °С; при 5000 °С молекулы К. почти полностью диссоциированы на атомы.
Физические свойства. К. — бесцветный газ, сгущающийся при —182,9 °С и нормальном давлении в бледно-синюю жидкость, которая при —218,7 °С затвердевает, образуя синие кристаллы. Плотность газообразного К. (при 0°С и нормальном давлении) 1,42897 г/л. Критическая температура К. довольно низка tkpит = —118,84 °С), т. е. ниже, чем у Cl2, CO2, SO2 и некоторых других газов; Ркрит = 4,97 Мн/м2 (49,71 am). Теплопроводность (при 0 °С) 23,8610-3 вт/(м•К), т. е. 5710-6 кал/сек•см•°С). Молярная теплоёмкость (при 0 °С) в дж/(моль•К) Ср = 28,9, Cv = 20,5; в кал/(моль• oC) Ср = 6,99, Cv = 4,98; Cp/Cv = 1,403. Диэлектрическая проницаемость газообразного К. 1,000547 (0 °С), жидкого 1,491. Вязкость 189 мпуаз (0 °С). К. мало растворим в воде: при 20 °С и 1 am в 1 м3 воды растворяется 0,031 м3, а при 0 °С — 0,049 м3 К. Хорошими твёрдыми поглотителями К. являются платиновая чернь и активный древесный уголь.
Химические свойства. К. образует химические соединения со всеми элементами, кроме лёгких инертных газов (См. Инертные газы). Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, К. взаимодействует с большинством элементов непосредственно; исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с К. получают косвенным путем. Почти все реакции К. с другими веществами — реакции окисления экзотермичны, т. е. сопровождаются выделением энергии. С Водородом при обычных температурах К. реагирует крайне медленно, выше 550 °С эта реакция идёт со взрывом: 2Н2 + O2 = 2H2O. С серой (См. Сера), Углеродом, Азотом, Фосфором К. взаимодействует при обычных условиях очень медленно. При повышении температуры скорость реакции возрастает и при некоторой, характерной для каждого элемента температуре воспламенения начинается горение. Реакция азота с К. благодаря особой прочности молекулы N2 эндотермична и становится заметной лишь выше 1200 °С или в электрическом разряде: N2+O2 = 2NO. К. активно окисляет почти все металлы, особенно легко — щелочные и щёлочноземельные. Активность взаимодействия металла с К. зависит от многих факторов — состояния поверхности металла, степени измельчения, присутствия примесей (см. Алюминий, Железо, Хром и т.д.).
В процессе взаимодействия вещества с К. исключительно важна роль воды. Например, даже такой активный металл, как Калий, с совершенно лишённым влаги К. не реагирует, но воспламеняется в К. при обычной температуре в присутствии даже ничтожных количеств паров воды. Подсчитано, что в результате коррозии (См. Коррозия) ежегодно теряется до 10% всего производимого металла.
Окиси некоторых металлов, присоединяя К., образуют перекисные соединения, содержащие 2 или более связанных между собой атомов К. Так, перекиси Na2O2 и ВаО2 включают перекисный ион O22-, надперекиси NaO2 и KO2 — ион O2-, а озониды NaO3, KO3, RbO3 и CsO3 — ион O3-. К. экзотермически взаимодействует со многими сложными веществами. Так, аммиак горит в К. в отсутствии катализаторов, реакция идёт по уравнению: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6Н2О. Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора даёт NO (этот процесс используют при получении азотной кислоты (См. Азотная кислота)). Особое значение имеет горение углеводородов (природного газа, бензина, керосина) — важнейший источник тепла в быту и промышленности, например СН4+2О2 = СО2+2Н2О. Взаимодействие углеводородов с К. лежит в основе многих важнейших производственных процессов — такова, например, так называемая конверсия метана, проводимая для получения водорода: 2СН4+О2+2Н2О=2СО2+6Н2 (см. Конверсия газов). Многие органические соединения (углеводороды с двойной или тройной связью, альдегиды, фенолы, а также скипидар, высыхающие масла и др.) энергично присоединяют К. Окисление К. питательных веществ в клетках служит источником энергии живых организмов.
Получение. Существует 3 основных способа получения К.: химический, электролизный (электролиз воды) и физический (разделение воздуха).
Химический способ изобретён ранее других. К. можно получать, например, из бертолетовой соли KClO3, которая при нагревании разлагается, выделяя O2 в количестве 0,27 м3 на 1 кг соли. Окись бария BaO при нагревании до 540 °С сначала поглощает К. из воздуха, образуя перекись BaO2, а при последующем нагревании до 870 °С BaO2 разлагается, выделяя чистый К. Его можно получать также из KMnO4, Ca2PbO4, K2Cr2O7 и других веществ при нагревании и добавлении катализаторов (См. Катализаторы). Химический способ получения К. малопроизводителен и дорог, промышленного значения не имеет и используется лишь в лабораторной практике.
Электролизный способ состоит в пропускании постоянного электрического тока через воду, в которую для повышения её электропроводности добавлен раствор едкого натра NaOH. При этом вода разлагается на К. и водород. К. собирается около положительного электрода электролизёра, а водород — около отрицательного. Этим способом К. добывают как побочный продукт при производстве водорода. Для получения 2 м3 водорода и 1 м3 К. затрачивается 12—15 квт•ч электроэнергии.
Разделение воздуха является основным методом получения К. в современной технике. Осуществить разделение воздуха в нормальном газообразном состоянии очень трудно, поэтому воздух прежде сжижают, а затем уже разделяют на составные части. Такой способ получения К. называют разделением воздуха методом глубокого охлаждения. Сначала воздух сжимается компрессором, затем, после прохождения теплообменников, расширяется в машине-Детандере или дроссельном вентиле, в результате чего охлаждается до температуры 93 К (—180 °С) и превращается в жидкий воздух. Дальнейшее разделение жидкого воздуха, состоящего в основном из жидкого азота и жидкого К., основано на различии температуры кипения его компонентов [tkип O2 90,18 К (—182,9 °С), tkип N2 77,36 К (—195,8 °С)]. При постепенном испарении жидкого воздуха сначала выпаривается преимущественно азот, а остающаяся жидкость всё более обогащается К. Повторяя подобный процесс многократно на ректификационных тарелках воздухоразделительных колонн (см. Ректификация), получают жидкий К. нужной чистоты (концентрации). В СССР выпускают мелкие (на несколько л) и самые крупные в мире кислородные воздухоразделительные установки (на 35000 м3/ч К.). Эти установки производят технологический К. с концентрацией 95—98,5%, технический — с концентрацией 99,2—99,9% и более чистый, медицинский К., выдавая продукцию в жидком и газообразном виде. Расход электрической энергии составляет от 0,41 до 1,6 квт•ч/м3.
К. можно получать также при разделении воздуха по методу избирательного проницания (диффузии) через перегородки-мембраны. Воздух под повышенным давлением пропускается через фторопластовые, стеклянные или пластиковые перегородки, структурная решётка которых способна пропускать молекулы одних компонентов и задерживать другие. Этот способ получения К. пока (1973) используется лишь в лабораториях.
Газообразный К. хранят и транспортируют в стальных баллонах и ресиверах при давлении 15 и 42 Мн/м2 (соответственно 150 и 420 бар, или 150 и 420 am), жидкий К. — в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках. Для транспортировки жидкого и газообразного К. используют также специальные трубопроводы. Кислородные баллоны окрашены в голубой цвет и имеют чёрную надпись «кислород».
Применение. Технический К. используют в процессах газопламенной обработки металлов, в сварке (См. Сварка), кислородной резке (См. Кислородная резка), поверхностной закалке (См. Закалка), металлизации (См. Металлизация) и др., а также в авиации, на подводных судах и пр. Технологический К. применяют в химической промышленности при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака и аммиачных удобрений, перекисей металлов и др. химических продуктов. Жидкий К. применяют при взрывных работах (см. Оксиликвиты), в реактивных двигателях и в лабораторной практике в качестве хладагента.
Заключенный в баллоны чистый К. используют для дыхания на больших высотах, при комических полетах, при подводном плавании и др. В медицине К. дают для вдыхания тяжелобольным, применяют для приготовления кислородных, водяных и воздушных (в кислородных палатках) ванн, для внутримышечного введения и т.п. (см. Кислородная терапия).
В. Л. Василевский, И. П. Вишнев, А. И. Перельман.
К. в металлургии широко применяется для интенсификации ряда пирометаллургических процессов. Полная или частичная замена поступающего в металлургические агрегаты воздуха кислородом изменила химизм процессов, их теплотехнические параметры и технико-экономические показатели. Кислородное дутьё позволило сократить потери тепла с уходящими газами, значительную часть которых при воздушном дутье составлял азот. Не принимая существенного участия в химических процессах, азот замедлял течение реакций, уменьшая концентрацию активных реагентов окислительно-восстановительной среды. При продувке К. снижается расход топлива, улучшается качество металла, в металлургических агрегатах возможно получение новых видов продукции (например, шлаков и газов необычного для данного процесса состава, находящих специальное техническое применение) и др.
Первые опыты по применению дутья, обогащенного К., в доменном производстве для выплавки передельного чугуна и ферромарганца были проведены одновременно в СССР и Германии в 1932—33. Повышенное содержание К. в доменном дутье сопровождается большим сокращением расхода последнего, при этом увеличивается содержание в доменном газе окиси углерода и повышается его теплота сгорания. Обогащение дутья К. позволяет повысить производительность доменной печи, а в сочетании с газообразным и жидким топливом, подаваемым в горн, приводит к снижению расхода кокса. В этом случае на каждый дополнительный процент К. в дутье производительность увеличивается примерно на 2,5%, а расход кокса снижается на 1%.
К. в мартеновском производстве в СССР сначала использовали для интенсификации сжигания топлива (в промышленном масштабе К. для этой цели впервые применили на заводах «Серп и молот» и «Красное Сормово» в 1932—33). В 1933 начали вдувать К. непосредственно в жидкую ванну с целью окисления примесей в период доводки. С повышением интенсивности продувки расплава на 1 м3/т за 1 ч производительность печи возрастает на 5—10%, расход топлива сокращается на 4—5%. Однако при продувке увеличиваются потери металла. При расходе К. до 10 м3/т за 1 ч выход стали снижается незначительно (до 1%). В мартеновском производстве К. находит всё большее распространение. Так, если в 1965 с применением К. в мартеновских печах было выплавлено 52,1% стали, то в 1970 уже 71%.
Опыты по применению К. в электросталеплавильных печах в СССР были начаты в 1946 на заводе «Электросталь». Внедрение кислородного дутья позволило увеличить производительность печей на 25—30%, снизить удельный расход электроэнергии на 20—30%, повысить качество стали, сократить расход электродов и некоторых дефицитных легирующих добавок. Особенно эффективной оказалась подача К. в электропечи при производстве нержавеющих сталей с низким содержанием углерода, выплавка которых сильно затрудняется вследствие науглероживающего действия электродов. Доля электростали, получаемой в СССР с использованием К., непрерывно растет и в 1970 составила 74,6% от общего производства стали.
В ваграночной плавке обогащенное К. дутьё применяется главным образом для высокого перегрева чугуна, что необходимо при производстве высококачественного, в частности высоколегированного, литья (кремнистого, хромистого и т.д.). В зависимости от степени обогащения К. ваграночного дутья на 30—50% снижается расход топлива, на 30—40% уменьшается содержание серы в металле, на 80—100% увеличивается производительность вагранки и существенно (до 1500 °С) повышается температура выпускаемого из неё чугуна.
О значении К. в конвертерном производстве см. в ст. Кислородно-конвертерный процесс.
К. в цветной металлургии получил распространение несколько позже, чем в чёрной. Обогащенное К. дутьё используется при конвертировании штейнов, в процессах шлаковозгонки, вельцевания (См. Вельцевание), агломерации (См. Агломерация) и при отражательной плавке медных концентратов. В свинцовом, медном и никелевом производстве кислородное дутьё интенсифицировало процессы шахтной плавки, позволило снизить расход кокса на 10—20%, увеличить проплав на 15—20% и сократить кол-во флюсов в отдельных случаях в 2—3 раза. Обогащение К. воздушного дутья до 30% при обжиге цинковых сульфидных концентратов увеличило производительность процесса на 70% и уменьшило объём отходящих газов на 30%. Разрабатываются новые высокоэффективные процессы плавки сульфидных материалов с применением чистого К.: плавка в кислородном факеле, конвертирование штейнов в вертикальных конвертерах, плавка в жидкой ванне и др.
С. Г. Афанасьев.
Лит.: Чугаев Л. А., Открытие кислорода и теория горения в связи с философскими учениями древнего мира, Избр. труды, т. 3, М., 1962, с. 350; Коттон Ф., Уилкинсон Дж., Современная неорганическая химия, пер. с англ., т. 1—3, М., 1969; Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 1, М., 1965; Кислород. Справочник, под ред. Д. Л. Глизманенко, ч. 1—2, М., 1967; Разделение воздуха методом глубокого охлаждения, под ред. В. И. Епифановой, Л. С. Аксельрода, т. 1—2, М., 1964; Справочник по физико-техническим основам глубокого охлаждения, М. — Л., 1963.
|
| Мультимедийная энциклопедия |
| O (oxygenium),
химический элемент VIA подгруппы периодической системы элементов: O, S,
Se, Te, Po - член семейства халькогенов. Это наиболее распространенный в
природе элемент, его содержание составляет в атмосфере Земли 21% (об.), в
земной коре в виде соединений ок. 50% (масс.) и в гидросфере 88,8%
(масс.). Кислород необходим для существования жизни на земле: животные и
растения потребляют кислород в процессе дыхания, а растения выделяют
кислород в процессе фотосинтеза. Живая материя содержит связанный кислород
не только в составе жидкостей организма (в клетках крови и др.), но и в
составе углеводов (сахар, целлюлоза, крахмал, гликоген), жиров и белков.
Глины, горные породы состоят из силикатов и других кислородсодержащих
неорганических соединений, таких, как оксиды, гидроксиды, карбонаты,
сульфаты и нитраты.
Историческая справка. Первые сведения о кислороде стали известны в
Европе из китайских рукописей 8 в. В начале 16 в. Леонардо да Винчи
опубликовал данные, связанные с химией кислорода, не зная еще, что
кислород - элемент. Реакции присоединения кислорода описаны в научных
трудах С.Гейлса (1731) и П.Байена (1774). Заслуживают особого внимания
исследования К.Шееле в 1771-1773 взаимодействия металлов и фосфора с
кислородом. Дж.Пристли сообщил об открытии кислорода как элемента в 1774,
спустя несколько месяцев после сообщения Байена о реакциях с воздухом.
Название oxygenium ("кислород") дано этому элементу вскоре после его
открытия Пристли и происходит от греческих слов, обозначающих "рождающий
кислоту"; это связано с ошибочным представлением о том, что кислород
присутствует во всех кислотах. Объяснение роли кислорода в процессах
дыхания и горения, однако, принадлежит А. Лавуазье (1777).
Строение атома. 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>>).
Молекулярный кислород. Как большинство других элементов, у атомов которых
для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1-2 электронов,
кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много
энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо
затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность
связи O-O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода
диссоциирует на атомы. (Примечательно, что при образовании молекулы азота
N2 прочность связи N-N еще выше, ~710 кДж/моль.)
Электронная структура. В электронной структуре молекулы кислорода
не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом
вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород
проявляет свойства, типичные для такого строения (например,
взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком).
Реакции. В соответствующих условиях молекулярный кислород реагирует
практически с любым элементом, кроме благородных газов. Однако при
комнатных условиях только наиболее активные элементы реагируют с
кислородом достаточно быстро. Вероятно, большинство реакций протекает
только после диссоциации кислорода на атомы, а диссоциация происходит лишь
при очень высоких температурах. Однако катализаторы или другие вещества в
реагирующей системе могут способствовать диссоциации O2. Известно, что
щелочные (Li, Na, K) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы реагируют с
молекулярным кислородом с образованием пероксидов:
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 (см. также
<<ВОЗДУХ>>). 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.
Электролиз. Один из методов получения кислорода - электролиз воды,
содержащей небольшие добавки NaOH или H2SO4 в качестве катализатора: 2H2O
(r) 2H2 + O2. При этом образуются небольшие примеси водорода. С помощью
разрядного устройства следы водорода в газовой смеси вновь превращают в
воду, пары которой удаляют вымораживанием или адсорбцией.
Термическая диссоциация. Важный лабораторный метод получения
кислорода, предложенный Дж.Пристли, заключается в термическом разложении
оксидов тяжелых металлов: 2HgO (r) 2Hg + O2. Пристли для этого фокусировал
солнечные лучи на порошок оксида ртути. Известным лабораторным методом
является также термическая диссоциация оксосолей, например хлората калия в
присутствии катализатора - диоксида марганца:
Диоксид марганца, добавляемый в небольших количествах перед прокаливанием,
позволяет поддерживать требуемую температуру и скорость диссоциации,
причем сам MnO2 в процессе не изменяется.
Используются также способы термического разложения нитратов:
а также пероксидов некоторых активных металлов, например:
2BaO2 -> 2BaO + O2
Последний способ одно время широко использовался для извлечения кислорода
из атмосферы и заключался в нагревании BaO на воздухе до образования BaO2
с последующим термическим разложением пероксида. Способ термического
разложения сохраняет свое значение для получения пероксида водорода.
НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
Атомный номер 8
Атомная масса 15,9994
Температура плавления, ° С -218,4
Температура кипения, ° С -183,0
Плотность
твердый, г/см3 (при tпл) 1,27
жидкий г/см3 (при tкип) 1,14
газообразный, г/дм3 (при 0° С) 1,429
относительная по воздуху 1,105
критическая а, г/см3 0,430
Критическая температураа, ° С -118,8
Критическое давлениеа, атм 49,7
Растворимость, см3/100 мл растворителя
в воде (0° С) 4,89
в воде (100° С) 1,7
в спирте (25° С) 2,78
Радиус, 0,74
ковалентный 0,66
ионный (О2-) 1,40
Потенциал ионизации, В
первый 13,614
второй 35,146
Электроотрицательность (F = 4) 3,5
а Температура и давление, при которых плотность газа и жидкости
одинаковы.
Физические свойства. Кислород при нормальных условиях - бесцветный
газ без запаха и вкуса. Жидкий кислород имеет бледно-голубой цвет. Твердый
кислород существует по крайней мере в трех кристаллических модификациях.
Газообразный кислород растворим в воде и, вероятно, образует непрочные
соединения типа O2*H2O, а возможно, и O2*2H2O.
Химические свойства. Как уже упоминалось, химическая активность
кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые
и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные
металлы и минералы реагируют с O2 c высокой скоростью при низких
температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые
щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O2 пероксиды типа NaO2
и BaO2. Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом
диссоциации O2. В подходящих условиях все элементы, исключая благородные
газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже
образуют оксиды, но при особых условиях.
Электронная структура кислорода (1s22s22p4) такова, что атом O принимает
для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на
внешний уровень, образуя ион O2-. В оксидах щелочных металлов образуется
преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов
практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных
металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность
отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее
ионная или более ковалентная.
При окислении металлов кислородом происходит выделение тепла, величина
которого коррелирует с прочностью связи M-O. При окислении некоторых
неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее
прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически неустойчивы (или
менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой
химической активностью. В таблице приведены для сравнения значения
энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных
металлов и неметаллов, элементов A- и B-подгрупп (знак минус означает
выделение тепла).
Реакции Энтальпии образования, кДж/моль
4Na + O2 -> 2Na2O a -208
2Mg + O2 -> 2MgO -297
4Al + 3O2 -> 2Al2O3 -273
Si + O2 -> SiO2 -215
4P + 5O2 -> P4O10 -151
S + O2 -> SO2 -74
2Cl2 + 7O2 -> 2Cl2O7 +19
2Hg + O2 -> 2HgO -45
2Cr + 3O2 -> 2CrO3 -97
3Fe + 2O2 -> Fe3O4 -140
a При нормальных условиях предпочтительнее образование Na2O2.
О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:
1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом
атомного радиуса металла; так, tпл (Cs2O) < tпл (Na2O). Оксиды, в которых
преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем
температуры плавления ковалентных оксидов: tпл (Na2O) > tпл (SO2).
2. Оксиды химически активных металлов (IA-IIIA подгрупп) более термически
стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых
металлов в высшей степени окисления при термической диссоциации образуют
оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg2+O (r) (Hg+)2O +
0,5O2 (r) 2Hg0 + O2). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть
хорошими окислителями.
3. Наиболее активные металлы взаимодействуют с молекулярным кислородом при
повышенных температурах с образованием пероксидов:
Sr + O2 -> SrO2
4. Оксиды активных металлов образуют бесцветные растворы, тогда как оксиды
большинства переходных металлов окрашены и практически нерастворимы.
Водные растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются
гидроксидами, содержащими OH-группы, а оксиды неметаллов в водных
растворах образуют кислоты, содержащие ион H+.
5. Металлы и неметаллы A-подгрупп образуют оксиды со степенью окисления,
соответствующей номеру группы, например, Na, Be и B образуют Na12O, BeIIO
и B2IIIO3, а неметаллы IVA-VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют CIVO2,
NV2O5, SVIO3, ClVII2O7. Номер группы элемента коррелирует только с
максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими
степенями окисления элементов. В процессах горения соединений типичными
продуктами являются оксиды, например:
2H2S + 3O2 -> 2SO2 + 2H2O
Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются
(сгорают) до CO2 и H2O. Примерами таких веществ являются топлива -
древесина, нефть, спирты (а также углерод - каменный уголь, кокс и
древесный уголь). Тепло от процесса горения утилизируется на производство
пара (а далее электричества или идет на силовые установки), а также на
отопление домов. Типичные уравнения для процессов горения таковы:
а) древесина (целлюлоза):
(C6H10O5)n + 6nO2 -> 6nCO2 + 5nH2O + тепловая энергия
б) нефть или газ (бензин C8H18 или природный газ CH4):
2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O + тепловая энергия
CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O + тепловая энергия
в) спирт:
C2H5OH + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O + тепловая энергия
г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):
2C + O2 -> 2CO + тепловая энергия
2CO + O2 -> 2CO2 + тепловая энергия
Горению подвержены также ряд C-, H-, N-, O-содержащих соединений с высоким
запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из
атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. Для
инициирования реакции достаточно небольшого активирования реакции,
например удара или встряски. При этих реакциях продуктами горения также
являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой
конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются
взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат тринитроглицерин (или
нитроглицерин) C3H5(NO3)3 и тринитротолуол (или ТНТ) C7H5(NO2)3.
См. также <<ХИМИЧЕСКОЕ И БИОЛОГИЧЕСКОЕ ОРУЖИЕ>>.
Оксиды металлов или неметаллов с низшими степенями окисления элемента
реагируют с кислородом с образованием оксидов высоких степеней окисления
этого элемента:
Оксиды природные, полученные из руд или синтезированные, служат сырьем для
получения многих важных металлов, например, железа из Fe2O3 (гематит) и
Fe3O4 (магнетит), алюминия из Al2O3 (глинозем), магния из MgO (магнезия).
Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для
получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO2 находит необычное
применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней
выделяет кислород. Поэтому KO2 применяют в респираторах для получения
кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а
KOH поглощает CO2. Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH)2 -
многотоннажное производство в технологии керамики и цемента.
Вода (оксид водорода). Важность воды H2O как в лабораторной
практике для химических реакций, так и в процессах жизнедеятельности
требует особого рассмотрения этого вещества
(см. также <<ВОДОРОД>>; <<ВОДА, ЛЕД И ПАР>>).
Как уже упоминалось, при прямом взаимодействии кислорода и водорода в
условиях, например, искрового разряда происходят взрыв и образование воды,
при этом выделяется 143 кДж/(моль H2O).
Молекула воды имеет почти тетраэдрическое строение, угол H-O-H равен
104°30ў. Связи в молекуле частично ионные (30%) и частично ковалентные с
высокой плотностью отрицательного заряда у кислорода и соответственно
положительных зарядов у водорода:
Из-за высокой прочности связей H-O водород с трудом отщепляется от
кислорода и вода проявляет очень слабые кислотные свойства. Многие
свойства воды определяются распределением зарядов. Например, молекула воды
образует с ионом металла гидрат:
Одну электронную пару вода отдает акцептору, которым может быть H+:
Молекулы воды связываются друг с другом в большие агрегаты (H2O)x слабыми
водородными связями (энергия связи ~21 кДж)
Вода в такой системе водородных связей подвергается диссоциации в очень
слабой степени, достигающей концентрации 10-7 моль/л. Очевидно,
расщепление связи, показанное квадратными скобками, приводит к образованию
гидроксид-иона OH- и иона гидроксония H3O+:
Пероксид водорода. Другим соединением, состоящим только из водорода
и кислорода, является пероксид водорода H2O2. Название "пероксид" принято
для соединений, содержащих связь -O-O-. Пероксид водорода имеет строение
асимметрично изогнутой цепи:
Пероксид водорода получают по реакции пероксида металла с кислотой
BaO2 + H2SO4 -> BaSO4 + H2O2
либо разложением пероксодисерной кислоты H2S2O8, которую получают
электролитически:
Концентрированный раствор H2O2 может быть получен специальными методами
дистилляции. Пероксид водорода используют как окислитель в двигателях
ракет. Разбавленные растворы пероксида служат антисептиками,
отбеливателями и мягкими окислителями. H2O2 добавляют ко многим кислотам и
оксидам для получения соединений, аналогичных гидратам. В присутствии
сильного окислителя (например, MnO2 или MnO4-) H2O2 окисляется, выделяя
кислород и воду.
Оксоанионы и оксокатионы - кислородсодержащие частицы, имеющие остаточный
отрицательный (оксоанионы) или остаточный положительный (оксокатионы)
заряд. Ион O2- имеет высокое сродство (высокую реакционную способность) к
положительно заряженным частицам типа H+. Простейшим представителем
стабильных оксоанионов является гидроксид-ион OH-. Это объясняет
неустойчивость атомов с высокой зарядовой плотностью и их частичную
стабилизацию в результате присоединения частицы с положительным зарядом.
Поэтому при действии активного металла (или его оксида) на воду образуется
OH-, а не O2-:
2Na + 2H2O -> 2Na+ + 2OH- + H2
или
Na2O + H2O -> 2Na+ + 2OH-
Более сложные оксоанионы образуются из кислорода с ионом металла или
неметаллической частицей, имеющей большой положительный заряд, в
результате получается низкозаряженная частица, обладающая большей
стабильностью, например:
Озон. Кроме атомарного кислорода O и двухатомной молекулы O2
существует третья форма кислорода - озон O3, содержащий три кислородных
атома. Все три формы являются аллотропными модификациями. Озон образуется
при пропускании тихого электрического разряда через сухой кислород: 3O2
2O3.
При этом образуется несколько процентов озона. Реакция катализируется
ионами металлов. Озон имеет острый резкий запах, который можно обнаружить
вблизи работающих электрических машин или в окрестности атмосферного
электрического разряда. Газ имеет голубоватый цвет и конденсируется при -
112° С в темноголубую жидкость, а при -193° С образуется темнопурпуровая
твердая фаза. Жидкий озон слаборастворим в жидком кислороде, а в 100 г
воды при 0° С растворяется 49 см3 O3. По химическим свойствам озон намного
активнее кислорода и по окислительным свойствам уступает только O, F2 и
OF2 (дифториду кислорода). При обычном окислении образуются оксид и
молекулярный кислород O2. При действии озона на активные металлы в особых
условиях образуются озониды состава K+O3-. Озон получают в промышленности
для специальных целей, он является хорошим дезинфицирующим средством и
используется для очистки воды и как отбеливатель, улучшает состояние
атмосферы в закрытых системах, дезинфицирует предметы и пищу, ускоряет
созревание зерна и фруктов. В химической лаборатории часто используют
озонатор для получения озона, необходимого для некоторых методов
химического анализа и синтеза. Каучук легко разрушается даже под действием
малых концентраций озона. В некоторых промышленных городах значительная
концентрация озона в воздухе приводит к быстрой порче резиновых изделий,
если они не защищены антиоксидантами. Озон очень токсичен. Постоянное
вдыхание воздуха даже с очень низкими концентрациями озона вызывает
головную боль, тошноту и другие неприятные состояния.
ЛИТЕРАТУРА
Разумовский С.Д. Кислород - элементарные формы и свойства. М., 1979
Термодинамические свойства кислорода. М., 1981 |
| Современная Энциклопедия |
| КИСЛОРОД (Oxygenium), О, химический элемент VI группы периодической системы, атомный номер 8, атомная масса 15,9994; газ, tкип - 182,962шC. Кислород - наиболее распространенный элемент, в атмосфере 23,10% по массе свободного кислорода, в гидросфере и литосфере - соответственно 85,82% и 47% связанного. Кислород входит в состав всех живых организмов (в организме человека кислорода около 65% по массе). Выделяется растениями при фотосинтезе и потребляется при дыхании всеми живыми организмами. Кислород - окислитель в металлургии, химической и нефтехимической промышленности, в ракетных топливах, его используют в дыхательных аппаратах в космических и подводных кораблях, в медицине. Впервые кислород получен шведским химиком К. Шееле в 1771. |
| Медицинская энциклопедия |
I
Кислород (Oxygenium, О)
химический элемент VI группы периодической системы Д.И. Менделеева; является важнейшим биоэлементом, входящим в состав большинства биомолекул.
В литосфере содержится 47% кислорода (по массе), он является самым распространенным химическим элементом на Земле. В свободном состоянии К. присутствует в атмосферном воздухе (23,1% по массе, 20,95% по объему), в растворенном состоянии и в виде соединений содержится в гидросфере Земли (88,8% по массе). Основная масса К. в природе находится в виде химических соединений: он входит в состав 1364 минералов, важнейших органических веществ, содержится в живых организмах (в организме человека относительное содержание К. составляет 20% сухой массы).
Атомный номер кислорода 8, атомная масса 15,9994. Природный К. состоит из 3 стабильных изотопов 16О, 17О и 18О. Известны 5 радиоактивных изотопов К. с периодами полураспада: 13О — 0,008 с, 14О — 76,5 с, 15О — 123 с, 19О — 29,1 с, 20О — 14 с. Радионуклид 15О, распадающийся с испусканием главным образом позитронов, используется в медицинских исследованиях для изучения дыхательной функции легких, скорости кровотока, поглощения и метаболизма кислорода.
Кислород проявляет валентность -2. В обычных условиях его молекула состоит из двух атомов (О2). При электрическом разряде образуется аллотропическая модификация К. — озон (О3). Известны так называемые активные формы кислорода: супероксидный анион-радикал (продукт одноэлектронного восстановления О2), синглетный кислород (англ. single одиночный) и др. Молекулярный кислород О2 — бесцветный газ без запаха и вкуса; в сжиженном виде имеет бледно-голубой, а в твердом виде — синий цвет. При 0°, давлении 760 мм рт. ст. масса 1 л кислорода составляет 1,42895 г, мольный объем 22,3947 л, относительная плотность по воздуху 1,1053. Относительная плотность жидкого К. при t°кип. —183° равна 1,118, плотность твердого К. при —252,7° составляет 1,46, температура затвердевания кислорода —218,8°, критическая температура —118,8°, критическое давление 49,7 атм, растворимость в 100 объемах воды при 0, 20 и 100° соответственно 4,91; 3,11 и 1,70 объема. К. реагирует со всеми химическими элементами (за исключением инертных газов гелия, неона и аргона) с образованием нормальных оксидов (окисей) и пероксидов (перекисей). К важнейшим химическим процессам в природе, происходящим при участии К., относятся быстрое окисление веществ (горение) и медленное окисление (коррозия металлов, окисление минералов при их выветривании, окисление масел с образованием смол, свободнорадикальное, или перекисное, окисление органических молекул, в т.ч. липидов, гниение органических остатков и дыхание живых организмов). Конечными продуктами окисления органических веществ, в т.ч. тканевого дыхания (см. <<Дыхание тканевое>>), являются углекислый газ и вода.
Круговорот К. в природе, обеспечивающий сохранение постоянного содержания К. в воздухе, состоит из убыли свободного К., используемого на процессы окисления, и восполнения К. зелеными растениями, поглощающими из воздуха углекислый газ и выделяющими свободный К., образующийся в результате фотосинтеза.
Кислород участвует в биологическом окислении органических соединений, в результате которого высвобождается энергия, необходимая для жизнедеятельности организма. Образуя с гемоглобином и другими дыхательными пигментами непрочные соединения. К. атмосферного воздуха транспортируется в ткани организма и используется для процесса тканевого дыхания, при котором происходит восстановление К. с образованием углекислого газа и воды.
В медицинской практике К. применяют для кислородной терапии (<<Кислородная терапия>>); обогащенные К. газовые смеси назначают для вдыхания при гипоксии, обусловленной заболеваниями дыхательной, сердечно-сосудистой системы, некоторыми <<Отравления>>ми и др. В анестезиологии К. используют в дыхательных смесях со средствами для наркоза. Терапия К. под повышенным давлением получила название гипербарической оксигенации (<<Гипербарическая оксигенация>>). К. применяют также при лечении гельминтозов и анаэробных инфекций. К. необходим для обеспечения жизнедеятельности человека в авиации, космонавтике, при подводных работах, в условиях высокогорья и т.д. Промышленностью К. выпускается в стальных цельнометаллических баллонах, окрашенных в синий цвет. Их хранят в прохладном месте. Арматура, прокладки, трубопроводы, контактирующие со сжатым К., не должны иметь следов жиров и масел, т.к. быстрое окисление жиров и масел, протекающее экзотермически, может привести к возгоранию и взрыву. В аптеках медицинский К. отпускается в специальных кислородных подушках.
Длительное дыхание чистым К., особенно если его парциальное давление превышает 1 атм, вредно, так как К. активирует процессы неферментативного перекисного окисления биомолекул, что ведет к необратимому нарушению обмена веществ и энергии (<<Обмен веществ и энергии>>).
Содержание К. в газовых смесях определяют методом избирательного поглощения К. щелочным раствором пиррогаллола, в органических соединениях — по разности между массой вещества и суммой масс других элементов, входящих в состав анализируемого вещества; в тканях напряжение кислорода измеряют полярографически. Степень насыщения К. крови человека устанавливают с помощью метода оксигемометрии.
Библиогр.: Березовский В.А. Напряжение кислорода в тканях животных и человека, Киев, 1975; Жиронкин А.Г. Кислород. Физиологическое и токсическое действие, М., 1972.
II
Кислород (Oxygenium; О)
химический элемент VI группы периодической системы Д.И. Менделеева, атомный номер 8, атомная масса 15,9994; в молекулярной форме (О2) — бесцветный газ, входящий в состав атмосферы Земли; все организмы, за исключением некоторых микробов, получают необходимую для жизнедеятельности энергию за счет биологического окисления К. каких-либо веществ. |
| Орфографический словарь Лопатина |
| кислор`од, кислор`од, -а |
| Словарь Ожегова |
КИСЛОР’ОД, -а (-у), муж. Химический элемент, бесцветный газ, входящий в состав воздуха, необходимый для дыхания и горения.
прил. кислородный, -ая, -ое. Кислородное голодание, кислородная недостаточность (пониженное содержание кислорода в организме; спец.). |
| Словарь Ушакова |
| КИСЛОР’ОД, кислорода, мн. нет, ·муж. Газ, химический элемент, входящий в состав воздуха и необходимый для дыхания. В тесной комнате чувствуется недостаток кислорода. |
| Толковый словарь Ефремовой |
[кислород]
м.
Химический элемент, газ без цвета и запаха, входящий в состав воздуха, необходимый для дыхания и горения и образующий в соединении с водородом воду. |
| Этимологический словарь Крылова |
| Название этого газообразного химического элемента было образовано способом кальки с латинского oxygenium, где оху означает кислый, a genium является производным от genus – "род". |
| Бренан - Словарь научной грамотности |
| Газообразный элемент без цвета и запаха, составляющий примерно пятую часть объема атмосферы Земли. Атмосфера есть и у некоторых других планет нашей Солнечной системы, но лишь на Земле кислород представляет собой важную составную часть атмосферы. Жизнь на Земле зависит от кислородного цикла. |
| Научнотехнический Энциклопедический Словарь |
| КИСЛОРОД (символ О), обычно газообразный химический элемент, необходимый для ДЫХАНИЯ растений и животных и для горения. Был открыт в 1774 г. Джозефом ПРИСТЛИ и независимо от него Карлом ШЕЕЛЕ (около 1772 г.). Газ без вкуса и запаха, являющийся самым распространенным элементом в земной коре (49,2% массы), входящий в состав воды и многих горных пород. Присутствует также в атмосфере (28% объема). Получается путем фракционной ПЕРЕГОНКИ сжиженного воздуха. Его также можно получить ЭЛЕКТРОЛИЗОМ воды. Используется при изготовлении стали (БЕССЕМЕРОВСКИЙ ПРОЦЕСС), в процессе сварки, при производстве промышленных химических веществ, а также в аппаратах для дыхания (кислородные маски) и оживления (кислородные палатки). Жидкий кислород используется в ракетном топливе. Является химически активным и образует соединения практически со всеми элементами (особенно при реакции ОКИСЛЕНИЯ). Свойства: атомный номер 8, атомная масса 15,9994; плотность 1,429; температура плавления -218,4 °С, температура кипения -182,96 °С; наиболее распространенный изотоп 16О (99,759%). см. также ОКИСЛЕНИЕ-ВОССТАНОВЛЕНИЕ; ОЗОН. |
|
|
|
 |
Если вы желаете блеснуть знаниями в беседе или привести аргумент в споре, то можете использовать ссылку:
будет выглядеть так: КИСЛОРОД
будет выглядеть так: Что такое КИСЛОРОД
|
|
|
|
|
|
 |
|
 |
|
|
