Диоксид кислорода это

Запросы «Оксид» и «Окись» перенаправляются сюда; см. также другие значения терминов Оксид и Окись.

Окси́д (синонимы: о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF₂.

Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами также является класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Окислы).

Соединения, которые содержат атомы кислорода, соединённые между собой, называют пероксидами или перекисями (содержат цепочку −O−O−), супероксидами (или надпероксидами, содержат группу О) и озонидами (содержат группу О). Они, строго говоря, не относятся к категории оксидов.

Также в отдельный небольшой класс обычно выносят субоксиды — бинарные соединения с кислородом, в которых металлы или неметаллы имеют необычно низкую (и/или дробную) степень окисления.

В зависимости от химических свойств различают:

• Солеобразующие оксиды:
  • основные оксиды (например, оксид натрия Na₂O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;
  • кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO₃, оксид азота(IV) NO₂): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;
  • амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al₂О₃): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);
• Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N₂O, оксид азота(II) NO, оксид кремния(II) SiO, оксид серы(II) SO.

Существуют сложные оксиды, включающие в молекулу атомы двух и более элементов, кроме кислорода — например, оксид лития-кобальта(III) Li₂O·Co₂O₃, и двойные оксиды, в которые атомы одного и того же элемента входят в двух или более степенях окисления — например, оксид марганца(II,IV) Mn₅O₈ или закись-окись урана U₃O₈. Во многих случаях такие оксиды могут рассматриваться как соли кислородсодержащих кислот. Так, оксид лития-кобальта(III) можно рассматривать как кобальтит лития Li₂Co₂O₄, а оксид марганца(II,IV) — как ортоманганит марганца Mn₃(MnO₄)₂.

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na₂O — оксид натрия, Al₂O₃ — оксид алюминия. Если элемент имеет переменную степень окисления, то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu₂О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe₂О₃ — оксид железа(III), Cl₂O₇ — оксид хлора(VII).

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, или одноокисью, если два — диоксидом, или двуокисью, если три — то триоксидом, или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО₂, триоксид серы SO₃.

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO₃ и т. д.

В начале XIX века и ранее тугоплавкие, практически не растворимые в воде оксиды химики называли «землями».

Если какой-нибудь металл даёт один основной окисел, то последний называют окисью, например окись кальция, окись магния и пр.; если их существует два, то окисел с меньшим содержанием кислорода называется закисью, например закись железа FeO и окись Fe₂O₃. Окись с меньшим содержанием кислорода, чем в закиси, называется недокисью

Эта номенклатура, однако, не отличается последовательностью, поэтому такие названия следует рассматривать скорее как традиционные.

При нормальных условиях оксиды могут находиться в трёх агрегатных состояниях: твердом, жидком и газообразном.

• При взаимодействии кислотного оксида с основным образуется соль.
• Оксиды взаимодействуют с водой, если образуется растворимая кислота или растворимое основание.
• Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, а кислотные с основаниями.

CuSO4 + H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Ca(OH)2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Ca(MnO4)2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Cu + H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Примечание: восстановление водородом возможно для металлов менее активных, чем алюминий.

H2SO4}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Некоторые оксиды, например SiO₂, с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

CaCO3}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Na2SO3 + H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:

CaCO3 v + H2O,}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

Ca(HCO3)2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Na2SiO3 + CO2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

2 HPO3 + Cl2O7}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

ZnCl2 + H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

K2[Zn(OH)4]}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”>  (в водном растворе),

K2ZnO2 + H2O ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”>  (при сплавлении).

1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:

2 H2O,}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

2 CuO}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Сюда же относят горение в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария, при котором образуются пероксиды и надпероксиды:

Na2O2,}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

KO2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:

2 Fe2O3 + 8 SO2,}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

CO2 + 2 SO2,}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

P2O5 + 3 H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

3. Термическое разложение солей:

CaO + CO2,}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

Fe2O3 + SO2 + SO3}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

4. Термическое разложение оснований или кислот:

Al2O3 + 3 H2O,}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

4 NO2 + O2 + 2 H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие:

2 Fe2O3}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:

ZnO + H2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при сжигании кокса с выделением летучего оксида:

3 CaSiO3 + 2 P + 5 CO}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

8. Взаимодействие металлов с кислотами–окислителями:

Zn(NO3)2 + 2 NO2 ^ + 2 H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:

K2SO4 + Cl2O7 + H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:

NaCl + H2O + CO2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

• Таблица классификации оксидов
• Видеоурок про оксиды Архивная копия от 21 мая 2012 на Wayback Machine

При нормальных условиях диоксид углерода — это бесцветный газ, почти без запаха (в больших концентрациях с кисловатым «содовым» запахом).

Плотность при нормальных условиях — 1,98 кг/м³ (в 1,5 раза тяжелее воздуха). При атмосферном давлении диоксид углерода не существует в жидком состоянии, переходя непосредственно из твёрдого состояния в газообразное (возгонка). Твёрдый диоксид углерода называют сухим льдом. При повышенном давлении и обычных температурах углекислый газ переходит в жидкость, что используется для его хранения.

Диоксид углерода (IV) (углекислый газ) — бесцветный газ, при малых концентрациях в воздухе не имеет запаха, при больших концентрациях имеет характерный кисловатый запах газированной воды. Тяжелее воздуха приблизительно в 1,5 раза.

Молекула углекислого газа линейна, расстояние от центра центрального атома углерода до центров двух атомов кислорода 116,3 пм.

При температуре −78,3 °С кристаллизуется в виде белой снегообразной массы — «сухого льда». Сухой лёд при атмосферном давлении не плавится, а испаряется, не переходя в жидкое состояние, температура сублимации −78 °С. Жидкий диоксид углерода можно получить при повышении давления. Так, при температуре 20 °С и давлении свыше 6 МПа (~60 атм) газ сгущается в бесцветную жидкость. В тлеющем электрическом разряде светится характерным бело-зелёным светом.

Негорюч, но в его атмосфере может поддерживаться горение активных металлов, например, щелочных металлов и щёлочноземельных — магния, кальция, бария.

Углекислый газ образуется при гниении и горении органических веществ. Содержится в воздухе и минеральных источниках, выделяется при дыхании животных и растений. Растворим в воде (0,738 объёмов углекислого газа в одном объёме воды при 15 °С).

По химическим свойствам диоксид углерода относится к кислотным оксидам. При растворении в воде образует нестойкую угольную кислоту. Реагирует со щелочами с образованием её солей — карбонатов и гидрокарбонатов. Вступает в реакции электрофильного замещения (например, с фенолом) и нуклеофильного присоединения (например, с магнийорганическими соединениями).

2MgO + C}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Взаимодействие с оксидом активного металла:

CaCO3}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

При растворении в воде образует равновесную смесь раствора диоксида углерода и угольной кислоты, причём равновесие сильно сдвинуто в сторону разложения кислоты:

 .

Реагирует со щелочами с образованием карбонатов и гидрокарбонатов:

CaCO3 v + H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”>  (качественная реакция на углекислый газ),

KHCO3}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Содержание углекислого газа в крови человека приблизительно таково:

Углекислый газ транспортируется в крови тремя различными способами (точное соотношение каждого из этих трёх способов транспортировки зависит от того, является ли кровь артериальной или венозной).

• Бо́льшая часть углекислого газа (от 70 % до 80 %) преобразуется ферментом карбоангидразой эритроцитов в ионы гидрокарбоната^[26] при помощи реакции H2CO3 -> H^+ + HCO3^-}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .
• Около 5—10 % углекислого газа растворено в плазме крови^[26].
• Около 5—10 % углекислого газа связано с гемоглобином в виде карбаминосоединений (карбогемоглобин)^[26].

Гемоглобин, основной кислород-транспортирующий белок эритроцитов крови, способен транспортировать как кислород, так и углекислый газ. Однако углекислый газ связывается с гемоглобином в ином месте, чем кислород. Он связывается с N-терминальными концами цепей глобина, а не с гемом. Однако благодаря аллостерическим эффектам, которые приводят к изменению конфигурации молекулы гемоглобина при связывании, связывание углекислого газа понижает способность кислорода к связыванию с ним же, при данном парциальном давлении кислорода, и наоборот — связывание кислорода с гемоглобином понижает способность углекислого газа к связыванию с ним же, при данном парциальном давлении углекислого газа. Помимо этого, способность гемоглобина к преимущественному связыванию с кислородом или с углекислым газом зависит также и от pH среды. Эти особенности очень важны для успешного захвата и транспорта кислорода из лёгких в ткани и его успешного высвобождения в тканях, а также для успешного захвата и транспорта углекислого газа из тканей в лёгкие и его высвобождения там.

Ионы гидрокарбоната очень важны для регуляции pH крови и поддержания нормального кислотно-щелочного равновесия. Частота дыхания влияет на содержание углекислого газа в крови. Слабое или замедленное дыхание вызывает респираторный ацидоз, в то время как учащённое и чрезмерно глубокое дыхание приводит к гипервентиляции и развитию респираторного алкалоза.

• В промышленных количествах углекислота выделяется из дымовых газов, или как побочный продукт химических процессов, например, при разложении природных карбонатов^[29] (известняк, доломит) или при производстве алкоголя (спиртовое брожение). Смесь полученных газов промывают раствором карбоната калия, которые поглощают углекислый газ, переходя в гидрокарбонат. Раствор гидрокарбоната при нагревании или при пониженном давлении разлагается, высвобождая углекислоту. В современных установках получения углекислого газа вместо гидрокарбоната чаще применяется водный раствор моноэтаноламина, который при определённых условиях способен абсорбировать  , содержащийся в дымовом газе, а при нагреве отдавать его; таким образом отделяется готовый продукт от других веществ.

• Также углекислый газ получают на установках разделения воздуха как побочный продукт получения чистого кислорода, азота и аргона.

CaCl2 + H2O + CO2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Использование реакции серной кислоты с мелом или мрамором приводит к образованию малорастворимого сульфата кальция, который замедляет реакцию, и который удаляется значительным избытком кислоты с образованием кислого сульфата кальция.

Для приготовления сухих напитков может быть использована реакция пищевой соды с лимонной кислотой или с кислым лимонным соком. Именно в таком виде появились первые газированные напитки. Их изготовлением и продажей занимались аптекари.

CO2 ^ + 394 kJ}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

• Автоцистерна для перевозки сжиженной двуокиси углерода

• Бытовой баллончик со сжиженным углекислым газом

• Пневматический пистолет, использующий баллончик со сжиженным углекислым газом

В пищевой промышленности углекислота используется как консервант и разрыхлитель, обозначается на упаковке кодом Е290.

В криохирургии используется как одно из основных веществ для криоабляции новообразований.

Жидкая углекислота широко применяется в системах пожаротушения и в огнетушителях. Автоматические углекислотные установки для пожаротушения различаются по системам пуска, которые бывают пневматическими, механическими или электрическими.

При сооружении московского метро в XX веке жидкая углекислота использовалась для заморозки грунта.

Углекислый газ используется для газирования лимонада, газированной воды и других напитков. Углекислый газ используется также в качестве защитной среды при сварке проволокой, но при высоких температурах происходит его распад с выделением кислорода. Выделяющийся кислород окисляет металл. В связи с этим приходится в сварочную проволоку вводить раскислители, такие как марганец и кремний. Другим следствием влияния кислорода, также связанного с окислением, является резкое снижение поверхностного натяжения, что приводит, среди прочего, к более интенсивному разбрызгиванию металла, чем при сварке в инертной среде.

Углекислота в баллончиках применяется в пневматическом оружии (в газобаллонной пневматике) и в качестве источника энергии для двигателей в авиамоделировании.

Хранение углекислоты в стальном баллоне в сжиженном состоянии выгоднее, чем в виде газа. Углекислота имеет сравнительно низкую критическую температуру +31 °С. В стандартный 40-литровый баллон заливают около 20 кг сжиженного углекислого газа, и при комнатной температуре в баллоне будет находиться жидкая фаза, а давление составит примерно 6 МПа (60 кгс/см²). Если температура будет выше +31 °С, то углекислота перейдёт в сверхкритическое состояние с давлением выше 7,36 МПа. Стандартное рабочее давление для обычного 40-литрового баллона составляет 15 МПа (150 кгс/см²), однако он должен безопасно выдерживать давление в 1,5 раза выше, то есть 22,5 МПа, — таким образом, работа с подобными баллонами может считаться вполне безопасной.

Твёрдая углекислота — «сухой лёд» — используется в качестве хладагента в лабораторных исследованиях, в розничной торговле, при ремонте оборудования (например: охлаждение одной из сопрягаемых деталей при их посадке внатяжку) и так далее. Для сжижения углекислого газа и получения сухого льда применяются углекислотные установки.

Ежегодные колебания концентрации атмосферной углекислоты на планете определяются, главным образом, растительностью средних (40—70°) широт Северного полушария.

Большое количество углекислоты растворено в океане.

Углекислый газ составляет значительную часть атмосфер некоторых планет Солнечной системы: Венеры, Марса.

• CO₂ — песня DJ Smash и Artik & Asti.

• Вукалович М. П., Алтунин В. В. Теплофизические свойства двуокиси углерода. — М.: Атомиздат, 1965. — 456 с.
• Гродник М. Г., Величанский А. Я. Проектирование и эксплуатация углекислотных установок. — М.: Пищевая промышленность, 1966. — 275 с.
• Раков Э. Г. Углерода диоксид // Большая российская энциклопедия. — М.: Большая российская энциклопедия, 2016. — . — .
• Тезиков А. Д. Производство и применение сухого льда. — М.: Госторгиздат, 1960. — 128 с.
• Талянкер Ю. Е. Особенности хранения баллонов со сжиженным газом // Сварочное производство. — 1972. — № 11.

• International Chemical Safety Card 0021 Архивная копия от 13 февраля 2008 на Wayback Machine (англ.)
• CID 280 Архивная копия от 18 января 2012 на Wayback Machine — PubChem (англ.)
• CO₂ Диоксид углерода, свойства, применение Архивная копия от 13 февраля 2021 на Wayback Machine (англ.)
• Фазовая диаграмма (давление-температура) для диоксида углерода
• Диоксид углерода в 3D
• Dry Ice information Архивная копия от 3 апреля 2004 на Wayback Machine (англ.)
• Phase Diagram of Carbon Dioxide (англ.)
• Experiment 071 — Triple Point Phase Transition for Carbon Dioxide
• CO₂ как природный рефрежерант — FAQs (англ.)
• Великобритания разрабатывает метод сохранения двуокиси углерода
• Онлайн калькулятор свойств CO₂ Архивная копия от 30 сентября 2011 на Wayback Machine (англ.)

<!–
NewPP limit report
Parsed by mw1394
Cached time: 20230711145435
Cache expiry: 1814400
Reduced expiry: false
Complications: [show‐toc]
CPU time usage: 1.988 seconds
Real time usage: 5.041 seconds
Preprocessor visited node count: 17415/1000000
Post‐expand include size: 240328/2097152 bytes
Template argument size: 30168/2097152 bytes
Highest expansion depth: 29/100
Expensive parser function count: 51/500
Unstrip recursion depth: 1/20
Unstrip post‐expand size: 55562/5000000 bytes
Lua time usage: 1.025/10.000 seconds
Lua memory usage: 14102337/52428800 bytes
Lua Profile:
MediaWiki\Extension\Scribunto\Engines\LuaSandbox\LuaSandboxCallback::getEntity 280 ms 25.5%
recursiveClone 220 ms 20.0%
? 160 ms 14.5%
(for generator) 120 ms 10.9%
MediaWiki\Extension\Scribunto\Engines\LuaSandbox\LuaSandboxCallback::getEntityStatements 60 ms 5.5%
MediaWiki\Extension\Scribunto\Engines\LuaSandbox\LuaSandboxCallback::getAllExpandedArguments 40 ms 3.6%
MediaWiki\Extension\Scribunto\Engines\LuaSandbox\LuaSandboxCallback::callParserFunction 40 ms 3.6%
MediaWiki\Extension\Scribunto\Engines\LuaSandbox\LuaSandboxCallback::getSiteLinkPageName 40 ms 3.6%
20 ms 1.8%
init 20 ms 1.8%
[others] 100 ms 9.1%
Number of Wikibase entities loaded: 3/400
–>

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

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

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

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

[t] 2Hg + O2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела очень большое значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по изменению веса сожжённых элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

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. ), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч.  — «кислый» и  — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

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

1 л его при нормальных условиях имеет массу , то есть немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 2,09 мл/100 г при и спирте (2,78 мл/100 г при Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O₂ в 1 объёме Ag при Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах .

Межатомное расстояние — Является парамагнетиком. В жидком виде притягивается магнитом.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы, концентрация диссоциированных атомов в смеси при  — при  —  —  —

Твёрдый кислород (температура плавления  — синие кристаллы. Всего известно шесть кристаллических фаз кислорода.

Три фазы существуют при нормальном давлении (1 атм):

• -О₂ — существует при температуре ниже ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки = = = =132,53°^[18].
• -O₂ — существует в интервале температур от 23,65 до бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки = =46,25°^[18].
• -O₂ — существует при температурах от 43,65 до бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки =^[18].

При высоких давлениях существуют ещё три фазы:

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

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

2Li2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

2SrO}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

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

2NO2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

12CO2 + 6H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

2CO2 + 3H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

CH3COOH + H2O}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором (см. ниже #Фториды кислорода).

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Na2O2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

2BaO2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

• По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

H2O2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

• В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

2NaO2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

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

KO2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

• Неорганические озониды содержат ион O со степенью окисления кислорода, формально равной −⅓. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

2KO3 + KOH * H2O + 2O2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

• В ионе диоксигенила O кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

O2PtF6}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

• Дифторид кислорода, OF₂, степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через разбавленный раствор щёлочи:

2NaF + H2O + OF2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

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

O2F2}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

• Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O₃F₂, O₄F₂, O₅F₂ и O₆F₂.

• Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона ^[22] OF. Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

Перегонка жидкого воздуха

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха.
Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация.
Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии, а также использующие принцип адсорбции.

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

Разложение кислородсодержащих веществ

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия  :

[t] K2MnO4 + MnO2 + O2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода   в присутствии оксида марганца(IV):

[{\ce {MnO2}}] 2 H2O + O2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

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

2 KCl + 3 O2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

[100\ {\ce {^{o}C}}] 2 Hg + O2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> .

Электролиз водных растворов

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

[e^-] 2H2 ^ + O2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

Реакция перекисных соединений с углекислым газом

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

2Na2CO3 + O2 ^}}}” data-class=”mwe-math-fallback-image-inline”> 

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

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

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

Сварка и резка металлов

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

Компонент ракетного топлива

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 пищевой промышленности

В химической промышленности

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

В сельском хозяйстве

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

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

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

Кислород имеет три устойчивых изотопа: ¹⁶O, ¹⁷O и ¹⁸O, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759 %, 0,037 % и 0,204 % от общего числа атомов кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого из них ¹⁶O связано с тем, что ядро атома ¹⁶O состоит из 8 протонов и 8 нейтронов (дважды магическое ядро с заполненными нейтронной и протонной оболочками). А такие ядра, как следует из теории строения атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

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

Комментарии

Источники

• Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003. (англ.)
• Дроз­дов А. А., Зло­ма­нов В. П., Ма­зо Г. Н., Спи­ри­до­нов Ф. М. Не­ор­га­ни­че­ская хи­мия. М., 2004. Т. 2.
• Шрай­вер Д., Эт­кинс П. Не­ор­га­ни­че­ская хи­мия. М., 2004. Т. 1-2.

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