Кислород впервые получен в свободном виде при нагревании селитры в 1770 году (Шееле, Швеция) и в 1774 году при разложении оксида HgO и свинцового сурика (Pb^II₂Pb^IV)O₄ (Пристли, Англия). Роль кислорода в реакциях горения многих веществ на воздухе была объяснена в 1775 году (Лавуазье, Франция), что подорвало устои теории флогистона, выдвинутой в 1697 году (Шталь, Германия).

Распространение кислорода в природе. Кислород – самый распространенный элемент на Земле. Содержание его в земной коре составляет 55,1% ат. Свободный кислород находится в воздухе (1,1e15 тонн) и в природных водах (биохимическая самоочистка речной и морской воды идет с потреблением кислорода). Связанный кислород содержится в воде, силикатах, кварце и других минералах, а также в живых организмах.

Состав атмосферного воздуха: Азот 78,09% (об.) / 75,51% (масс.); кислород 20,95% (об.) / 23,15% (масс.); аргон 0,93% (об.) / 1,28% (масс.); диоксид углерода 0,03% (об.) / 0,046% (масс.); водяной пар (25*С) ≤ 3% (об.) / ≤ 0,27% (масс.).

Кроме того, в воздухе содержатся Ne, He, Kr, Xe, CH₄, оксиды азота, следы других веществ.

Плотность воздуха составляет 1,293 г./дм³ при 0*С и 101,325 кПа.

Воздушная оболочка Земли поглощает и нейтрализует вредное ультрафиолетовое излучение Солнца и предохраняет от перегрева земную поверхность.

Физиологическое действие кислорода. Кислород является жизненно важным элементом почти для всех живых организмов (исключение составляют анаэробные бактерии). О процессах дыхания и ассимиляции кислород поступает в кровь через легкие. В крови кислород слабо связывается с гемоглобином (хромофор красных кровяных телец) с образованием оксигемоглобина и в таком виде поступает к клеткам. Под действием ферментов в клетках, кислород окисляет, приносимый с кровью, виноградный сахар (глюкозу), превращая его в диоксид углерода и воду; освобождаемая при этом энергия используется для протекания различных жизненных химических процессов (работа мускулов, нагревание тела и т. д.).

Аллотропные модификации кислорода. В свободном виде кислород образует две модификации: дикислород (обычный кислород) O₂ и трикислород (озон) O₃.

Дикислород O₂

Строение молекулы O₂. Строение молекулы O₂, имеющей два неспаренных электрона, корректно передается только в рамках метода молекулярных орбиталей. Традиционное изображение молекулы кислорода с двойной связью (O=O) не передает особенности ее строения и поэтому не вполне верно. Получение O₂.

1. Кислород получают воздуха путем фракционной конденсации и дистилляции (способ Линде); способ применяется в промышленности.
2. Нагревание кислородсодержащих веществ, а именно хлоратов в присутствии катализатора – пиролюзита MnO₂ (реакция 1), нитратов (реакция 2), перманганатов при умеренных или при очень высоких температурах (соответственно реакции 3 и 4), пероксидов (реакция 5):

2KClO₃ = 3KCl + 3O₂ (1)

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ (2)

2KMnO₄ = K2MnO₄ + MnO₂ + O₂ (3)

4KMnO₄ = 2K₂O + 4MnO₂ + 3O₂ (4)

2BaO₂ = 2BaO + O₂ (5)

3. Каталитическое разложение пероксида водорода (катализатор – пиролюзит – MnO₂):

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂

4. Электролиз щелочных или сульфатных растворов с применением нерастворимых (платиновых) анодов, на которых происходит разрядка гидроксид ионов или окисление воды

4OH^– – 4e^– = O₂ + 2H₂O

2H₂O – 4e^– = O₂ + 4H⁺

5. Взаимодействие пероксидов щелочных элементов с диоксидом углерода:

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

Эта реакция осуществляется в кислородных изолирующих приборах.

Физические свойства O₂. Кислород – бесцветный газ, не имеющий вкуса и запаха. Умеренно растворим в воде, но несколько лучше, чем азот; в растворенном воздухе содержание кислорода составляет 36% (об.). Жидкий и твердый кислород имеет светло-синюю окраску. На парамагнитности кислорода основаны аналитические способы обнаружения и количественного определения O₂.

Химические свойства O₂. При комнатной температуре относительно мало реакционноспособен; при высоких температурах вследствие ослабления связи кислород-кислород активность O₂ возрастает. Химическое присоединение кислорода называется окислением; оно бывает медленным и быстрым.

Медленное окисление – это, например, процессы образования ржавчины на железных предметах, усвоения пищи организмом, гниения органических остатков, старение резины, отверждение масляных красок.

Быстрое окисление, часто сопровождаемое появлением пламени, называют – горение.

В чистом (а также в жидком) кислороде вещества горят интенсивнее, чем в воздухе, например воспламеняется тлеющая на воздухе древесная лучина. Недооценка этого свойства чистого O₂ часто приводит к несчастным случаям в космонавтике и медицине, где используется именно чистый O₂. При окислении веществ кислородом образуются оксиды, например:

S + O₂ = SO₂; 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂

Горение, следовательно, быстрое окисление возможны без участия кислорода; например, водород сгорает (окисляется) в газообразном хлоре и в паре брома, при этом образуются хлоро- и бромоводород соответственно.

Обнаружение O₂. По яркому возгоранию тлеющей лучины (при содержании кислорода более 30%); по коричневому окрашиванию щелочного раствора пирогаллола.

Применение O₂. Кислород хранят и перевозят в стальных баллонах под избыточным давлением 15 МПа; на вентиле баллона не должно быть жировой смазки. Кислород используют для сварки и резки металлов и в дыхательных аппаратах, как окислитель ракетных топлив и реагент во многих химико-технологических процессах. Обогащенный кислородом воздух применяется в различных металлургических методах, для газификации бурого угля под давлением и др.

Жидкий воздух. Получают по способу Линде, который заключается в следующем. Воздух сжимают и выделяющуюся при этом теплоту отводят; при последующем расширении происходит охлаждение. Путем повторения такой операции с промежуточным охлаждением получают сжиженный воздух при температуре около -190*С. Жидкий воздух имеет светло-синюю окраску. Его хранят в сосудах Дьюара, которые запрещено закрывать плотной пробкой. Интенсивность окраски жидкого воздуха при хранении увеличивается, так как более летучий бесцветный азот испаряется. Смеси жидкого воздуха с активным углем, древесной мукой и другими дисперсными материалами взрывчаты.

Трикислород (озон) O₃

Получение озона. Озон образуется из обычного кислорода (в чистом виде или в воздухе) под действием тлеющего электрического разряда или ультрафиолетового излучения

3O₂ ⇄ 2O₃

Кислород, получаемый на аноде при электролизе разбавленной серной кислоты с применением высокой плотности электрического тока, содержит значительные количества озона.

Свойства озона. Светло-синий газ с характерным “электрическим” запахом. Взрывается при нагревании. Очень сильный окислитель, но слабее, чем атомный кислород. С серебром образует черный пероксид серебра (точная формула неизвестна); при контакте с эфиром или спиртом последние загораются.

Применение озона. Озон используют для обеззараживания питьевой воды, в медицине как дезинфицирующее средство, для обеззараживания промышленных сточных вод.

Атмосферный озоновый слой. В стратосфере (на высоте около 25 километров над поверхностью Земли) озон образуется под действием солнечной радиации, и хотя его количество мало (по сравнению с кислородом воздуха), озона оказывается достаточно для поглощения ультрафиолетового излучения, опасного для всех живых организмов. Таким образом, озоновый слой в стратосфере обеспечивает нормальное развитие органической жизни на Земле.

Соединения кислорода

Оксиды

Получение оксидов.

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление элементов в свободном виде), например, при их сгорании в атмосфере кислорода или на воздухе.

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

2. Прокаливание гидроксидов или гидратированных оксидов, например:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O; SnO₂*nH₂O = SnO₂ + nH₂O

3. Нагревание солей, разлагающихся с образованием летучих кислотных оксидов (карбонатов, сульфатов, сульфитов, нитратов и др.), например:

CuCO₃ = CuO + CO₂

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂

Свойства оксидов. Оксиды многих неметаллов, за исключением CO, NO, N₂O, соответствуют кислотам. Они часто получаются в результате термического разложения кислоты или образуют ее при взаимодействии с водой (кислотные оксиды), например:

SO₃ + H₂O ⇄ H₂SO₄

Оксиды металлов в высоких степенях окисления (+V) – (+VII) также относятся к кислотным оксидам. Например, триоксид хрома при взаимодействии с водой дает хромовую кислоту:

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄

Оксиды металлов в низких степенях окисления от (+I) до (+IV) являются основными либо амфотерными оксидами; им соответствуют основные или амфотерные гидроксиды, например:

CaO + H₂O ⇄ Ca(OH)₂

Al₂O₃ + 3H₂O ⇄ 2Al(OH)₃

Большинство оксидов металлов в обычных условиях не реагируют с водой, и поэтому отвечающие им гидроксиды получают косвенным путем, например через соли:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + 2NaCl

Основные оксиды при взаимодействии с типичными кислотными оксидами и кислотами образуют соответствующие соли; также протекают реакции между кислотными оксидами и типичными основными оксидами или основаниями. Амфотерные оксиды и с кислотными, и с основными оксидами образуют соли.

Гидроксиды

Гидроксиды обязательно содержат группу -ОН. В зависимости от того, связана ли гидроксигруппа с атомами металла или неметалла, гидроксиды будут обладать основными, кислотными или амфотерными свойствами. Большинство гидроксидов металлов мало растворимо в воде и осаждается при их получении из водного раствора, например:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Обычно при комнатной температуре гидроксиды выпадают в виде слизистых, хлопьевидных, часто окрашенных осадков, в которых содержание воды выше, чем это следует из стехиометрической формулы, поэтому им приписывается состав полигидрата оксида. Стехиометрический состав может достигаться при нагревании полигидратированного оксида, но обычно образуются частично обезвоженные гидроксиды-оксиды типа AlO(OH) или TiO(OH)₂.

Окраска малорастворимых гидроксидов:

• белая – Al(OH)₃, AlO(OH), Zn(OH)₂, Cd(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Bi(OH)₃, BiO(OH), Mg(OH)₂;
• светло-зеленая или почти белая – Fe(OH)₂ (па воздухе этот гидроксид становится коричневым из-за перехода в FeO(OH));
• светло-коричневая или почти белая – Mn(OH)₂ (на воздухе становится темно-коричневым из-за перехода в MnO(OH) и MnO₂);
• ярко-зеленая – Ni(OH)₂;
• серо-голубая – Cr(OH)₃ и CrO(OH);
• голубая – Cu(OH)₂;
• розовая – Co(OH)₂;
• темно-коричневая – FeO(OH).

Гидроксиды серебра(I) и ртути(II) очень неустойчивы и при комнатной температуре спонтанно распадаются на оксиды и воду. При нагревании разлагаются и остальные гидроксиды.

Пероксиды

Пероксиды обязательно содержат кислородную цепь -O-O- (пероксогруппа), их можно рассматривать как производные пероксида водорода H-O-O-H. Важнейшими представителями являются пероксид натрия Na₂O₂ и пероксид бария BaO₂: они содержат пероксид-ионы O₂^2-.

Если в составе оксида нет цепи -O-O-, то такое соединение нельзя называть пероксидом, например PbO₂ (структурная формула O=Pb=O) представляет собой оксид свинца(IV). Органические пероксиды широко используются как катализаторы полимеризации.

Надпероксиды металлов содержат цепочечный ион O₂^–; например, при сгорании калия образуется надпероксид калия KO₂.

---