Кислород

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
Кислород
Кислород – безцветен газ при нормални условия; синкава течност при криогенни температури
Безцветен газ при нормални условия; синкава течност при криогенни температури
Спектрални линии на кислород
АзотКислородФлуор


O

S
Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z Кислород, O, 8
Група, период, блок 162p
Химическа серия неметал
Електронна конфигурация [He] 2s2 2p4
e- на енергийно ниво 2, 6
CAS номер 7782-44-7
Свойства на атома
Атомна маса 15,9994 u
Атомен радиус (изч.) 60 (48) pm
Ковалентен радиус 66±2 pm
Радиус на ван дер Ваалс 152 pm
Степен на окисление 2, 1, −1, −2
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
3,44
Йонизационна енергия I: 313,9 kJ/mol
II: 3388,3 kJ/mol
III: 5300,5 kJ/mol
IV: 7469,2 kJ/mol
(още)
Физични свойства
Агрегатно състояние газ
Алотропи Атомен кислород – (О); Кислород – (О2); Озон – (О3)
Кристална структура кубична
Плътност 1,429 kg/m3
Температура на топене 54,36 K (−218,64 °C)
Температура на кипене 90,188 K (−182,812 °C)
Моларен обем 17,36×10-6 m3/mol
Тройна точка 54,361 K; 1,463×102 Pa
Критична точка 154,581 K; 5,043×106 Pa
Специф. топлина на топене 0,444 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 6,82 kJ/mol
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 61 73 90
Скорост на звука 330 m/s при 27 °C
Топлопроводимост 26,58×10−3 W/(m·K)
Магнетизъм парамагнитен
История
Откритие Карл Вилхелм Шееле (1771 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
16O 99,76 % стабилен
17O 0,04 % стабилен
18O 0,20 % стабилен

Кислородът (на гръцки: ὀξύς (oxys) – киселина, и –γενής (-genēs) – създател, причинител) е химичен елемент с атомен номер 8 и моларна маса 15,99 u, плътност 1,43 g/l и разтворимост във вода 100:3,1. Той е безцветен газ, без мирис и вкус, с температура на топене -218,4 °C и температура на кипене -182,9 °C. Означава се с буквата O. Съществува в две алотропни модификации – кислород и озон. Той е най-разпространеният на Земята елемент.

Кислородът е от изключително значение за живата природа. Елементът влиза в състава на много органични вещества и се намира във всички живи клетки. По брой на атомите в живите клетки кислородът заема около 25 %, а по маса – около 65 %. Всички основни класове структурни молекули в живите организми като протеини, въглехидрати и мазнини, съдържат кислород. Кислород съдържат и много неорганични съединения, които са съставна част от черупки, зъби и кости. Кислородът се произвежда от цианобактерии, водорасли и растения по време на фотосинтезата и участва в клетъчното дишане при сложните организми. Поддържа горенето. Кислородът е с токсични свойства за анаеробните организми, които са преобладаващи в началото на съществуването на Земята. Започва да се натрупва в атмосферата преди около 2,5 милиарда години.[1]

Озонът спомага за защита на биосферата от ултравиолетовото лъчение посредством озоновия слой, намиращ се високо в атмосферата, но представлява замърсител в ниската атмосфера.[2]

Наличие в природата[редактиране | редактиране на кода]

В твърдата част на земната кора масата на кислорода е 47,4% (в състава на различни съединения, основно карбонати и силикати на желязото, калция и алуминия)[3]. Морската и прясна вода съдържат огромно количество свързан кислород – 88,8% (по маса). Повече от 60% от масата на човешкото тяло е от кислород.

Десетте най-разпространени елемента в галактиката Млечен път, според спектроскопична оценка[4]
Z Елемент Дял от масата, 1/1 000 000
1 Водород 739000 71 × масата на кислорода (в червено)
2 Хелий 240000 23 × масата на кислорода (в червено)
8 Кислород 10400 10400
 
6 Въглерод 4600 4600
 
10 Неон 1340 1340
 
26 Желязо 1090 1090
 
7 Азот 960 960
 
14 Силиций 650 650
 
12 Магнезий 580 580
 
16 Сяра 440 440
 

Кислородът е най-изобилният по маса химичен елемент в земната биосфера, въздух, океан и суша. Той е и третият най-изобилен елемент във Вселената, след водорода и хелия.[5] Около 0,9% от масата на Слънцето е кислород,[6] на него се падат и 49,2% от масата на земната кора[7] и 88,8% от масата на Световния океан.[6] Кислородният газ е вторият по количество компонент на земната атмосфера с 20,8% от обема и 23,1% от нейната маса.[6][8] Земята е нетипична сред планетите от Слънчевата система, които имат значително по-малко кислороден газ в атмосферата си – 0,1% по обем на Марс и значително по-малко на Венера. Чистият кислород около тези планети се получава само в резултат на ултравиолетовите лъчи, разбиващи съдържащи кислород съединения, като въглероден диоксид.

Необичайно високата концентрация на кислороден газ на Земята е резултат от кръговрата на кислорода. Този биогеохимичен цикъл описва движението на кислорода в и между неговите три основни резервоара на Земята – атмосферата, биосферата и литосферата. Основен задвижващ фактор на кръговрата на кислорода е фотосинтезата, на която се дължи съвременния състав на земната атмосфера. Фотосинтезата отделя кислород в атмосферата, докато дишането и разпадът го отстраняват. При съвременното равновесно състояние производството и разходът имат еднаква интензивност от около 1/2000 от общото количество атмосферен кислород за година.

Карта на света, показваща, че количеството кислород в морската вода близо до повърхността е по-малка около екватора и нараства към полюсите
Студената вода задържа повече разтворен O2

Свободен кислород се среща и разтворен във водните басейни. По-голямата разтворимост на O2 при ниски температури има голямо значение за живота в океаните, като полярните морета дават възможност за по-голяма плътност на живота, поради по-високото съдържание на кислород във водата.[9] Замърсяването на водата с хранителни вещества, като нитрати или фосфати може да стимулира растежа на водорасли – процесът на еутрофикация – а разлагането на тези организми и други биологични материали може да намали концентрацията на O2 в еутрофичните водни басейни. Тази страна на качеството на водата се оценява чрез количеството O2, необходимо за възстановяване на нормалната концентрация.[10]

Откриване[редактиране | редактиране на кода]

От дълбока древност е било известно на хората, че за горенето и дишането е необходим въздух, но самият процес е бил неразбираем и неизвестен.

Тези процеси отдавна привличат вниманието на учените. Първото указание за това, че не целият въздух, а само „активната“ негова част поддържа горенето, е открито в китайски ръкописи от VIII век. Много по-късно Леонардо да Винчи (1452 – 1519) разглежда въздуха като смес от два газа, липсата на единия от които прекратява горенето и дишането.

През XVII век Роберт Бойл и Джон Майов независимо един от друг изказват мисълта, че във въздуха се съдържа някаква субстанция, която поддържа горенето и играе важна роля в дишането.[11] Тази тяхна мисъл е незабелязана дълго време, тъй като тогава горенето се разглеждало като разпадане и изменение в структурата, а не като процес на съединяване на част от горящото тяло с част от въздуха.

Окончателното откриване на главните съставки на въздуха – азот и кислород, става през XVIII век. Кислород получават почти едновременно Карл Вилхелм Шееле (1742 – 1786) през 1773 г. и Джоузеф Пристли (1733 – 1804) през 1774 г. През 1772 г. Д. Ръдърфорд открива азота. Името на химичния елемент дава Антоан Лавоазие през 1779 г.

Физични свойства[редактиране | редактиране на кода]

При стандартни температура и налягане кислородът в безцветен газ без миризма и без вкус с молекулна формула O2, като в молекулата му два кислородни атома са химически свързани един с друг чрез електронна конфигурация в триплетно състояние. Тази връзка е от втори ред и често се описва опростено като двойна връзка[12] или като съчетание от една двуелектронна и две триелектронни връзки.[13]

Водата в равновесие с въздуха съдържа приблизително 1 молекула разтворен O2 на всеки 2 молекули N2 в сравнение с атмосферното съотношение от приблизително 1:4. Разтворимостта на кислорода във вода зависи от температурата, като при 0 °C се разтваря към два пъти повече, отколкото при 20 °C – съответно 14,6 mg·L−1 срещу 7,6 mg·L−1.[14][15] При температура 25 °C и налягане 1 атмосфера несолената вода съдържа около 6,04 mL кислород на литър, а морската вода – около 4,95 mL на литър.[16]

При охлаждане до -183 °C кислородът се превръща в прозрачна синкава течност, която при -218,7 °C образува сини кристали. Плътността на газообразния кислород е 1,42897 g/l.

Кислородът кондензира при 90,20 K (−182,95 °C) и замръзва при 54,36 K (−218,79 °C).[17] Както течният, така и твърдият O2 са прозрачни вещества с лек небесносин оттенък, дължащ се на абсорбирането на червеното. Течен кислород с висока чистота обикновено се получава чрез фракционна дестилация на втечнен въздух.[18] Той е силно реактивно вещество и трябва да се отделя от горими материали.[19]

Триплетният кислород е основно състояние на молекулата на O2.[20] Електронната конфигурация на молекулата включва два несдвоени електрона, заемащи две изродени молекулни орбитали. Тези орбитали се класифицират като антисвързващи (отслабващи реда на връзката от трети на втори), така че химичната връзка в двуатомния кислород е по-слаба от тройната връзка в двуатомния азот, при която всички свързващи молекулни орбитали са запълнени, а някои антисвързващи не са.[20]

В нормална триплетна форма молекулите на O2 са парамагнитни – стават магнитни в присъствие на магнитно поле, заради спиновите магнитни моменти на несдвоените електрони в молекулата и отрицателната обменна енергия между съседните молекули O2.[21] Течният кислород се привлича от магнити до такава степен, че при лабораторни демонстрации може да се оформи мост от течен кислород, при който собственото му тегло се поддържа между полюсите на силен магнит.[22] Парамагнетизмът на кислорода може да се използва аналитично в газови анализатори, с които се определя чистотата на кислороден газ.[23]

Синглетният кислород е високоенергийно състояние на молекулния O2, в което всички електронни спинове са сдвоени. Той реагира много по-лесно с обикновените органични съединения. В природата обикновено се образува от вода в процеса на фотосинтеза, използващ енергия от слънчевата светлина.[24] Формира се и в тропосферата чрез фотолиза на озон от късовълнова светлина,[25] както и в имунната система на организмите като източник на активен кислород.[26] Каротеноидите във фотосинтезиращите организми, а може би също и в животните, играят важна роля за поглъщането на енергия от синглетния кислород и преобразуването му до основно състояние преди да може да причини щети на тъканите.[27]

Алотропни форми[редактиране | редактиране на кода]

Най-разпространената алотропна форма на кислорода е дикислородът O2. Той има енергия на свързване 498 kJ·mol−1 и дължина на връзката 121 pm.[28] Това е формата, използвана при сложните форми на живот, като животните, в процеса на клетъчно дишане, както и основната форма на кислорода в земната атмосфера. Дикислородът е единственият магнитен газ, тъй като два p-електрона нямат противоположни спинове.[11] Това се наблюдава при течен и твърд дикислород.[3]

Трикислородът O3, обикновено наричан озон, е силно реактивна алотропна форма на кислорода, нанасяща поражения на тъканта на белите дробове.[29] Озон се образува във високите слоеве на атмосферата, когато дикислород се свързва с атомен кислород, получен от разлагането на дикислород от ултравиолетовите лъчи.[30] Тъй като озонът поглъща силно лъчи в ултравиолетовия спектър, озоновият слой в горната атмосфера действа като защитен радиационен щит за планетата.[30] В същото време озонът в близост до земната повърхност е замърсител, образуван като страничен продукт в изгорелите газове на автомобилите.[29]

Метастабилната молекула тетракислород O4 е открита през 2001 година,[31][32] когато се смята, че тя съществува в една от шестте фази на твърдия кислород. През 2006 година е доказано, че тази фаза, получена чрез поставяне на O2 под налягане от 20 GPa, в действителност е триклинносингонален клъстер на O8.[33] Предполага се, че този клъстер може би е много по-силен оксидант от O2 и O3 и може да бъде използван в ракетното гориво.[31][32]

През 1990 година е открита метална фаза на кислорода като твърд кислород е подложен на налягане над 96 GPa.[34] През 1998 година е установено, че при много ниска температура тази фаза става свръхпроводима.[35]

Изотопи и произход[редактиране | редактиране на кода]

В природата се срещат три изотопа на кислорода – 16O, 17O и 18O, като 16O е най-често срещаният (99,762%).[36]

Основната част от 16O е синтезирана в края на процеса на тройна хелиева реакция в масивните звезди, по-малка част – при процеса на неоново горене.[37]17O се получава главно при изгарянето на водород до хелий при CNO-цикъла, поради което се среща често в зоните на изгаряне на водород в звездите.[37] Повечето 18O е образуван, когато 14N, станал изобилен при CNO-горенето, улавя ядра на 4He, като този изотоп е изобилен в богатите на хелий зони на развитите масивни звезди.[37]

Идентифицирани са четиринадесет радиоизотопа на кислорода, като най-стабилни между тях са 15O с период на полуразпад от 122,24 s и 14O с период на полуразпад 70,606 s.[36] Останалите радиоизотопи имат период на полуразпад по-малък от 27 s, а повечето от тях – и по-малък от 83 ms.[36] Най-честият начин на разпад на изотопите, по-леки от 16O, е β+ разпадът[38][39][40] до азот, а за изотопите, по-тежки от 18O – бета разпадът до флуор.[36]

Химични свойства[редактиране | редактиране на кода]

Във всички свои съединения кислородът е в степен на окисление -2, защото е по-електроотрицателен от всички елементи, освен флуора (в пероксидите кислородът е от -1 степен на окисление).

Кислородът реагира спонтанно с много органични съединения под и при стайна температура.

Съединения[редактиране | редактиране на кода]

Оксиди[редактиране | редактиране на кода]

Съединенията на кислорода, оксидите, са много разнообразни по физични, термодинамични и химични свойства и трудно могат да се обхванат в единна класификация.[3]

Йонна връзка се наблюдава при оксиди, на които енергията на кристалната решетка е достатъчно голяма, за да компенсира енергетичната загуба на йонизацията на кислородния атом. Такива са оксидите на алкалните, алкалоземните и някои преходни метали в нисша степен на окисление, които са основни оксиди. Кристалната структура на тези оксиди е предимно тип NaCl.[3]

Ако даден оксид не реагира с вода, той обикновено се разтваря в киселини, като дава съответните соли.[3]

Всички останали оксиди са предимно или изцяло с ковалентна връзка. Ковалентни оксиди с молекулна решетка са оксидите на неметалите, които при обикновени условия са газове, летливи течности и твърди тела. При взаимодействие с вода директно или индиректно тези оксиди дават киселини и се наричат киселинни оксиди. Киселинността на оксида се увеличава със степента на окисление на неметала.[3] Някои са термодинамично нестабилни.

Малък брой оксиди не образуват киселини и основи, и са наречени неутрални оксиди – CO, N2O, NO.

Ковалентни оксиди с верижна структура – SiO2, Sb2O3, SeO2, HgO и др. и някои ковалентни оксиди със слоеста структура – As2O3, MoO3, Re2O7, Al2O3, са амфотерни оксиди.

Известни са и оксиди с нестехиометричен състав при преходните елементи.

Биологична роля[редактиране | редактиране на кода]

Кислородът е от изключително важно значение за всички живи организми. Някои от неговите съединения са интегрална част от ежедневието. Най-важното му съединение е водата (H2O). Неправилното хранене, пушенето и замърсяването на въздуха са едни от основните причини човешкото тяло да не получава достатъчно кислород. Недостигът му води до умора, нарушаване на обмяната на веществата, преждевременно стареене и риск от сърдечно-съдови заболявания.

Кислородът участва в алкохоли, органични киселини, алдехиди, кетони, мазнини, въглехидрати, белтъци и други.

Производство[редактиране | редактиране на кода]

Кислородът се получава лабораторно и в малки количества при термична дисоциация на някои оксиди и соли. В присъствието на MnO2, бертолетовата сол KClO3 се разлага при 100 – 150 °C:

.

При тази реакция кислородът е онечистен – съдържа около 3% ClO2. Чист кислород се получава при електролиза на 30% KOH върху никелови електроди или при каталитично разлагане на 30% водороден пероксид върху платиново-никелово фолио.[3] Много чист кислород се получава при термична дисоциация на предварително очистен KMnO4:

.

Промишлено кислородът се получава от втечнен въздух.

Употреба[редактиране | редактиране на кода]

Чист кислород с ниско налягане се използва и в скафандрите на космонавтите

Кислородът се използва в много химични производства – на HNO3, H2SO4, газифициране на въглища, водородна и ацетиленова горелка, окислител в органичния синтез и други. В металургията кислородът се използва при пържене на руди и производство ан метали.

Смес от въглищен прах с течен кислород, поставена в картонен патрон, се използва като взривното вещество оксоликвит.

Кислородът в смес с хелий и азот (тримикс) се използва от водолазите за дишане под вода. Кислородни апарати се използват и от алпинистите при изкачване на високи върхове в планините. През 1990-те стават популярни кислородните барове, където срещу заплащане може да се диша обогатен с кислород въздух. Първият такъв бар е открит в Лас Вегас.

Мерки за безопасност[редактиране | редактиране на кода]

Бележки[редактиране | редактиране на кода]

  1. NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years Ago. // NASA, 27 септември 2007. Посетен на 13 март 2008.
  2. Atomic oxygen erosion. // [1] Архивиран от оригинала на 13 юни 2007. Посетен на 8 август 2009. Архив на оригинала от 2007-06-13 в Wayback Machine.
  3. а б в г д е ж Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съединения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 333 – 344.
  4. Croswell 1996.
  5. Emsley 2008, с. 297.
  6. а б в Cook 1968, с. 500.
  7. Los Alamos National Laboratory 2007.
  8. Emsley 2008, с. 298.
  9. Harvey 1955.
  10. Emsley 2008, с. 301.
  11. а б Лефтеров, Димитър. Химичните елементи и техните изотопи. София, Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978-954-322-831-7. с. 160 – 167.
  12. Purdue University 2008.
  13. Pauling 1960.
  14. Emsley 2008, с. 299.
  15. The Engineering Toolbox 2007.
  16. Evans 2006, с. 88.
  17. Lide 2003.
  18. Universal Industrial Gases, Inc. 2007.
  19. Matheson Tri Gas 2007.
  20. а б Jakubowski 2008.
  21. Emsley 2008, с. 303.
  22. University of Wisconsin-Madison Chemistry Department Demonstration lab 2007.
  23. Servomex 2007.
  24. Krieger-Liszkay 2005, с. 337 – 346.
  25. Harrison 1990.
  26. Wentworth 2002, с. 2195 – 2219.
  27. Hirayama 1994, с. 149 – 150.
  28. Chieh 2007.
  29. а б Stwertka 1998, с. 48 – 49.
  30. а б Parks 1939.
  31. а б Cacace 2001, с. 4062 – 4065.
  32. а б Ball 2001.
  33. Lundegaard 2006, с. 201 – 204.
  34. Desgreniers 1990, с. 1117 – 1122.
  35. Shimizu 1998, с. 767 – 769.
  36. а б в г EnvironmentalChemistry.com 2007.
  37. а б в Meyer 2005.
  38. nndc.bnl.gov 2009a.
  39. nndc.bnl.gov 2009b.
  40. nndc.bnl.gov 2009c.
Цитирани източници