Химические и физические свойства, применение и получение кислорода. Кислород газ

Восьмой по счету химический элемент таблицы Менделеева - кислород ; его атомная масса равна 15,999. Он - самый распространен-ный на Земле элемент; в атмосфере его 21 процент, в твердой оболочке Земли - 47 процентов; в океанах - 86 процентов.

В нормальных условиях кислород - газ; температура кипения сжиженного кислорода равна минус 182,9 градуса Цельсия, а температура перехода из твердого состояния в жидкое - минус 218,7 градуса. В воздухе атмосферы атомы кислорода объединяются в молекулы; по два атома в каждой. Известна аллотропическая модификация кислоро-да - озон, молекула которого состоит из трех атомов. Озон возникает при воздействии ультрафиолетового излучения и при проскакивании электрического разряда (молнии).

Кислород химически очень активен; по своей активности он уступает только фтору. Он соединяется практически со всеми элементами, исключая инертные газы. В соединениях с металлами он проявляет переменную и даже дробную валентность. Почти все реакции с участием кислорода относятся к типу экзотермических, то есть происходят с выделением тепла или даже света, а соединение с водородом происходит даже в форме взрыва. Еще более активен озон.

Из соединений кислорода наиболее известна вода, молекула которой состоит из одного атома кислорода и двух атомов водорода; водород разнесен в молекуле на угол 104,5 градуса. Вода, больше известная как жидкость, входит основной составной частью в минералы, где предстает уже в твердом виде. Жидкая вода закипает при 100 градусах и замерзает при нуле градусов по Цельсию. В жидком состоянии вода имеет малую вязкость и большую теплоемкость. Известно, что в сплошной массе молекулы воды могут диссоциировать, то есть распа-даться на составляющие атомы. Вода - хороший растворитель.

С углеродом кислород образует углекислый газ, молекула которого содержит один атом углерода и два атома кислорода; при недостатке кислорода образуется угарный газ, молекула которого содержит уже по одному атому того или другого элемента.

Самую большую химическую активность кислород проявляет в составе кислот. Он объединяется в них с азотом, серой, фосфором и другими элементами; замыкают молекулы кислот атомы водорода. Водные растворы кислот разъедают практически все металлы. Атомарный кислород тоже разъедает металлы, образуя окислы, но действует менее активно.

Топология атома кислорода продолжает ту же треугольную тему, что была начата атомом азота: исходное кольцотор деформируется с трех сторон, выступы вытягиваются, шнуры сближаются; и заканчивается первый этап образования трехлучевой звезды с петлями на концах лучей. У азота такая звезда некоторое время сохраняется плоской и в такой форме успевает за это время найти себе подобную и присосаться к ней, образуя двухатомную молекулу.

Размеры исходного тора атома кислорода несколько больше: номинальная длина его шнура составляет 29 400 эфирных шариков, то есть на 3700 шариков длиннее, чем у азота; поэтому возникает некоторая коррекция топологии атома. Одновременно с вытягиванием концов звезды происходит их сближение и закручивание; сблизившиеся любые два лепестка образуют между собой еще одну, вторичную петлю, а оставшийся в одиночестве третий лепесток заворачивается, создавая внешний присасывающий желоб, и накрывает ее своей петлей; это - второй промежуточный этап топологии атома кислорода.

На третьем, последнем этапе сблизившиеся два лепестка сначала поворачиваются друг к другу «лицом», то есть присасывающими сторонами, слипаются насколько это возможно, а затем загибаются и упираются макушками своих петель в присасывающий желоб завернувшегося одиночного лепестка; на этом топология одиночного атома кисло-рода завершается.

Что же в конце концов получилось? А получилась в некотором роде уникальная форма атома: своим контурным, открытым наружу присасывающим желобом он похож на атом металла, но все же это - не металл; все его загнутые части оказываются напряженными, и по этой причине они неустойчивы, и атом пульсирует, создавая вокруг себя стоячее тепловое поле; значит, он - пушист, и эта пушистость не позволяет ему соединиться с такими же атомами, как он сам, и образовать металлическое тело. Если же он все же соединится с ними, например при образовании молекул, то происходит это с разгибом спаренных лепестков и с разворотом их петель, то есть с разрывом замкнутого контурного желоба. Получается так, что, пока атом кислорода находится в одиночестве, он - металл, а когда соединяется с другими атомами, то - уже не металл.

Молекула кислорода состоит из двух атомов, объединившихся путем слипания петель спаренных лепестков и примыкающих к ним при-сасывающих желобов. Молекула также пушиста: слипанию атомов в ней противодействуют их закрученные как пружины одиночные лепестки, и это противодействие порождает ее пульсацию, выражающуюся в том, что слипшиеся парные лепестки будут периодически выдвигаться из молекулы - удлиняясь, и убираться внутрь - укорачиваясь.

Соединение кислорода с водородом образует воду: в результате сильного теплового воздействия молекула кислорода распадается на атомы; их освободившиеся петли, не успев развернуться и слипнуться между собой, тотчас заполняются колечками атомов водорода; возникает знаменитая молекула аш-два-о. Бывшие ранее спаренными лепестки атома кислорода после подсоединения к их петлям атомов водорода расходятся под некоторым углом и успокаиваются. Успокаивается и вся молекула: несмотря на то, что присоединившиеся атомы водорода создают дополнительную пушистость, в целом пульсация молекулы воды оказывается несколько приглушенной, и в нормальных условиях она уже не является газообразной, а переходит в жидкость.

Вода отличается от других жидкостей многими своими свойствами, и одно из них - постоянство вязкости при изменении температуры. Если молекулы других жидкостей, ускоряя свои тепловые движения, уменьшают взаимный контакт и становятся как бы менее привязанными друг к другу, то молекулы воды сохраняют взаимную связь практически постоянной; это объясняется тем, что их подвижность вызвана в основном пушистостью атомов водорода и загнутых одиночных лепестков, а она очень мало зависит от температуры. Конечно, общие теп-ловые колебания молекул могут сделать их пушистыми до газообразности (это происходит при кипении) или, наоборот, уменьшить подвижность до прекращения взаимного скольжения (явление образования льда), но в интервале между этими состояниями связи между молекул между собой сохраняются практически постоянными.

Вода отличается еще очень большой своей теплоемкостью. У молекулы воды можно выделить следующие поглотители тепловых движений: это - загнутый в кольцо одиночный лепесток и два отогнутых (прямых) лепестка с водородными атомами на концах. Пульсирующее кольцо загнутого лепестка может иметь широкий диапазон амплитуд своих колебаний, то есть может накапливать большую энергию. Но основными поглотителями тепловых движений все же являются вытянутые лепестки; они представляют собой консоли с массами водородных атомов, отнесенными на их концы; момент инерции этих консолей - очень большой. Поглощая энергию внешних ударов, вытянутые лепестки лишь незначительно увеличивают амплитуду своих колебаний; и для того, чтобы раскачать их основательно, нужно приложить к ним много внешней энергии.

Объяснение других свойств воды и кислорода, таких как способности растворять и окислять, кроется в накопительстве атомом кислорода и молекулой воды в целом большего количества электронов. Атом имеет очень длинные присасывающие желоба, обращенные наружу; на таких желобах может скапливаться очень много электронов. У молекулы воды дополнительные присасывающие наружные желоба возникают по контурам атомов водорода. Поэтому молекулу воды можно считать накопителем электронов.

Большое скопление электронов является одной из причин диссоциации молекул воды: электроны, проникая в щели под атомами водорода, ослабляют их связи с атомами кислорода вплоть до их отделения. Другой причиной являются тепловые колебания консольных лепестков: молекула воды размахивает ими как деревья своими ветвями в сильный ветер; в общей массе жидкости молекулы лупят друг друга этими лепе-стками, как молотками; при этом атомы водорода на концах чувствуют себя не очень уютно.

Точно также происходит растворение в воде твердых веществ. Сначала, уткнувшись своим консольным лепестком в атом (или молекулу) твердого вещества, молекула воды производит инъекцию электронов (шприцует их); электроны ослабляют межатомные связи вещества; а затем ударами своих лепестков, как дубинами, вода срывает непрочные атомы и молекулы со своих мест и поглощает их. Растворение в воде кислот, содержащих кислород, сопровождается диссоциацией, то есть частичным или полным отделением атомов водорода.

Приблизительно также происходит окисление металлов. Сначала инъекцией электронов и ударами своих лепестков атомы кислорода, растворенные в воде, ослабляют крепление поверхностных атомов металла, а затем обволакивают их своими лепестками как щупальцами; при этом присасывающие желоба кислорода накладываются на присасывающие желоба металла и нейтрализуют их. Точно также ведет себя по отношению к металлу кислород, находящийся в составе кислот. Соединение их между собой происходит с помощью желобов, поэтому их количественное соотношение определяется соотношением длин желобов, и оно может быть некратным; отсюда - переменная и дробная валентность.

Обволакивание атомов различных химических элементов с помощью щупальцев (лепестков) воды способствует успокоению пульсаций ее молекул: их колебания амортизируются соседними атомами. Лишившись своей подвижности, молекулы воды становятся средствами скрепления других атомов, то есть клеем как азот, как углерод, как бор или бериллий в подобной роли. Поэтому в минералах оказывается так много воды.

Среди петлевых соединений кислорода можно выделит образование угарного и углекислого газов. При недостатке кислорода его атомы в первую очередь соединяются своими петлями с выкрученными петлями атомов углерода; его нормально замкнутые петли при этом не раскрываются; это - угарный газ. При избытке кислорода и при высокой температуре замкнутые петли углерода также раскрываются и соединяются с петлями других атомов кислорода; возникает углекислый газ. В указанных соединениях напряженность атомов углерода и кислорода уменьшается, то есть уменьшается их потенциальная энергия, и соответственно увеличивается кинетическая, тепловая энергия. Повышение температуры сопровождается выделением света: светятся атомы углерода.

Из трех состояний кислорода: атомарного, молекулярного и озонного, - последнее - наиболее активное. Если у одиночного атома кислорода и молекулы парные лепестки замкнуты своими петлями и не совсем готовы для присоединения к другим атомам, то у озона они находятся в непрочном соединении между собой и легко раскрываются.

КИСЛОРОД (латинский Oxygenium), О, химический элемент VI группы короткой формы (16-й группы длинной формы) периодической системы, относится к халькогенам; атомный номер 8, атомная масса 15,9994. Природный кислород состоит из трёх изотопов: 16 О (99,757%), 17 О (0,038%) и 18 О (0,205%). Преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. Равное число протонов и нейтронов обусловливает высокую энергию их связи в ядре и наибольшую стабильность ядер 16 О по сравнению с остальными. Искусственно получены радиоизотопы с массовыми числами 12-26.

Историческая справка. Кислород получили в 1774 году независимо К. Шееле (путём прокаливания нитратов калия КNО 3 и натрия NaNO 3 , диоксида марганца MnO 2 и других веществ) и Дж. Пристли (при нагревании тетраоксида свинца Pb 3 О 4 и оксида ртути HgO). Позднее, когда было установлено, что кислород входит в состав кислот, А. Лавуазье предложил название oxygène (от греческого όχύς - кислый и γεννάω - рождаю, отсюда и русское название «кислород»).

Распространённость в природе. Кислород - самый распространённый химический элемент на Земле: содержание химически связанного кислорода в гидросфере составляет 85,82% (главным образом в виде воды), в земной коре -49% по массе. Известно более 1400 минералов, в состав которых входит кислород. Среди них преобладают минералы, образованные солями кислородсодержащих кислот (важнейшие классы - карбонаты природные, силикаты природные, сульфаты природные, фосфаты природные), и горные породы на их основе (например, известняк, мрамор), а также различные оксиды природные, гидроксиды природные и горные породы (например, базальт). Молекулярный кислород составляет 20,95% по объёму (23,10% по массе) земной атмосферы. Кислород атмосферы имеет биологическое происхождение и образуется в зелёных растениях, содержащих хлорофилл, из воды и диоксида углерода при фотосинтезе. Количество кислорода, выделяемое растениями, компенсирует количество кислорода, расходуемое в процессах гниения, горения, дыхания.

Кислород - биогенный элемент - входит в состав важнейших классов природных органических соединений (белков, жиров, нуклеиновых кислот, углеводов и др.) и в состав неорганических соединений скелета.

Свойства . Строение внешней электронной оболочки атома кислорода 2s 2 2р 4 ; в соединениях проявляет степени окисления -2, -1, редко +1, +2; электроотрицательность по Полингу 3,44 (наиболее электроотрицательный элемент после фтора); атомный радиус 60 пм; радиус иона О 2 -121 пм (координационное число 2). В газообразном, жидком и твёрдом состояниях кислород существует в виде двухатомных молекул О 2 . Молекулы О 2 парамагнитны. Существует также аллотропная модификация кислорода - озон, состоящая из трёхатомных молекул О 3 .

В основном состоянии атом кислорода имеет чётное число валентных электронов, два из которых не спарены. Поэтому кислород, не имеющий низкой по энергии вакантной d-opбитали, в большинстве химических соединений двухвалентен. В зависимости от характера химической связи и типа кристаллической структуры соединения координационное число кислорода может быть разным: О (атомарный кислород), 1 (например, О 2 , СО 2), 2 (например, Н 2 О, Н 2 О 2), 3 (например, Н 3 О +), 4 (например, оксоацетаты Be и Zn), 6 (например, MgO, CdO), 8 (например, Na 2 О, Cs 2 О). За счёт небольшого радиуса атома кислород способен образовывать прочные π-связи с другими атомами, например с атомами кислорода (О 2 , О 3), углерода, азота, серы, фосфора. Поэтому для кислорода одна двойная связь (494 кДж/моль) энергетически более выгодна, чем две простые (146 кДж/моль).

Парамагнетизм молекул О 2 объясняется наличием двух неспаренных электронов с параллельными спинами на дважды вырожденных разрыхляющих π*-орбиталях. Поскольку на связывающих орбиталях молекулы находится на четыре электрона больше, чем на разрыхляющих, порядок связи в О 2 равен 2, т. е. связь между атомами кислорода двойная. Если при фотохимическом или химическом воздействии на одной π*-орбитали оказываются два электрона с противоположными спинами, возникает первое возбуждённое состояние, по энергии расположенное на 92 кДж/моль выше основного. Если при возбуждении атома кислорода два электрона занимают две разные π*-орбитали и имеют противоположные спины, возникает второе возбуждённое состояние, энергия которого на 155 кДж/моль больше, чем основного. Возбуждение сопровождается увеличением межатомных расстояний О-О: от 120,74 пм в основном состоянии до 121,55 пм для первого и до 122,77 пм для второго возбуждённого состояния, что, в свою очередь, приводит к ослаблению связи О-О и к усилению химической активности кислорода. Оба возбуждённых состояния молекулы О 2 играют важную роль в реакциях окисления в газовой фазе.

Кислород - газ без цвета, запаха и вкуса; t пл -218,3 °С, t кип -182,9 °С, плотность газообразного кислорода 1428,97 кг/дм 3 (при 0 °С и нормальном давлении). Жидкий кислород - бледно-голубая жидкость, твёрдый кислород - синее кристаллическое вещество. При 0 °С теплопроводность 24,65-10 -3 Вт/(мК), молярная теплоёмкость при постоянном давлении 29,27 Дж/(моль·К), диэлектрическая проницаемость газообразного кислорода 1,000547, жидкого 1,491. Кислород плохо растворим в воде (3,1% кислорода по объёму при 20°С), хорошо растворим в некоторых фторорганических растворителях, например перфтордекалине (4500% кислорода по объёму при 0 °С). Значительное количество кислорода растворяют благородные металлы: серебро, золото и платина. Растворимость газа в расплавленном серебре (2200% по объёму при 962 °С) резко понижается с уменьшением температуры, поэтому при охлаждении на воздухе расплав серебра «закипает» и разбрызгивается вследствие интенсивного выделения растворённого кислорода.

Кислород обладает высокой реакционной способностью, сильный окислитель: взаимодействует с большинством простых веществ при нормальных условиях, в основном с образованием соответствующих оксидов (многие реакции, протекающие медленно при комнатной и более низких температурах, при нагревании сопровождаются взрывом и выделением большого количества теплоты). Кислород взаимодействует при нормальных условиях с водородом (образуется вода Н 2 О; смеси кислорода с водородом взрывоопасны - смотри Гремучий газ), при нагревании - с серой (серы диоксид SO 2 и серы триоксид SO 3), углеродом (углерода оксид СО, углерода диоксид СО 2), фосфором (фосфора оксиды), многими металлами (оксиды металлов), особенно легко со щелочными и щёлочноземельными (в основном пероксиды и надпероксиды металлов, например пероксид бария ВаО 2 , надпероксид калия КО 2). С азотом кислород взаимодействует при температуре выше 1200 °С или при воздействии электрического разряда (образуется монооксид азота NO). Соединения кислорода с ксеноном, криптоном, галогенами, золотом и платиной получают косвенным путём. Кислород не образует химических соединений с гелием, неоном и аргоном. Жидкий кислород также является сильным окислителем: пропитанная им вата при поджигании мгновенно сгорает, некоторые летучие органические вещества способны самовоспламеняться, когда находятся на расстоянии нескольких метров от открытого сосуда с жидким кислородом.

Кислород образует три ионные формы, каждая из которых определяет свойства отдельного класса химических соединений: О 2 - супероксидов (формальная степень окисления атома кислорода -0,5), О 2 - - пероксидных соединений (степень окисления атома кислорода -1, например водорода пероксид Н 2 О 2), О 2- - оксидов (степень окисления атома кислорода -2). Положительные степени окисления +1 и +2 кислород проявляет во фторидах О 2 F 2 и OF 2 соответственно. Фториды кислорода неустойчивы, являются сильными окислителями и фторирующими реагентами.

Молекулярный кислород является слабым лигандом и присоединяется к некоторым комплексам Fe, Со, Mn, Cu. Среди таких комплексов наиболее важен железопорфирин, входящий в состав гемоглобина - белка, который осуществляет перенос кислорода в организме теплокровных.

Биологическая роль . Кислород как в свободном виде, так и в составе различных веществ (например, ферментов оксидаз и оксидоредуктаз) принимает участие во всех окислительных процессах, протекающих в живых организмах. В результате выделяется большое количество энергии, расходуемой в процессе жизнедеятельности.

Получение . В промышленных масштабах кислород производят путём сжижения и фракционной перегонки воздуха (смотри в статье Воздуха разделение), а также электролизом воды. В лабораторных условиях кислород получают разложением при нагревании пероксида водорода (2Р 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2), оксидов металлов (например, оксида ртути: 2HgO = 2Hg + О 2), солей кислородсодержащих кислот-окислителей (например, хлората калия: 2КlO 3 = 2KCl + 3О 2 , перманганата калия: 2KMnO 4 = К 2 MnO 4 + MnO 2 + О 2), электролизом водного раствора NaOH. Газообразный кислород хранят и транспортируют в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет, при давлении 15 и 42 МПа, жидкий кислород - в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках.

Применение . Технический кислород используют как окислитель в металлургии (смотри, например, Кислородно-конвертерный процесс), при газопламенной обработке металлов (смотри, например, Кислородная резка), в химической промышленности при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака и аммиачных удобрений, пероксидов металлов и др. Чистый кислород используют в кислородно-дыхательных аппаратах на космических кораблях, подводных лодках, при подъёме на большие высоты, проведении подводных работ, в лечебных целях в медицине (смотри в статье Оксигенотерапия). Жидкий кислород применяют как окислитель ракетных топлив, при взрывных работах. Водные эмульсии растворов газообразного кислорода в некоторых фторорганических растворителях предложено использовать в качестве искусственных кровезаменителей (например, перфторан).

Лит.: Saunders N. Oxygen and the elements of group 16. Oxf., 2003; 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 , 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 16 8 O (8 протонов и 8 нейтронов). Содержание другого изотопа, 18 8 O (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 17 8 O (0,04%) содержит 9 нейтронов и имеет массовое число 17. После того как в 1961 масса изотопа углерода 12 6 C 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 16 8 O , 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 N 2 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 O 2 . 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, CO 2 , 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 H 2 SO 4 в качестве катализатора: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . 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 ® 2Hg + O 2 . 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 MnO 2 в процессе не изменяется.

Используются также способы термического разложения нитратов:

а также пероксидов некоторых активных металлов, например: 2BaO 2 ® 2BaO + O 2 Последний способ одно время широко использовался для извлечения кислорода из атмосферы и заключался в нагревании BaO на воздухе до образования BaO 2 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/см 3 (при t пл )	1,27
жидкий г/см 3 (при t кип )	1,14
газообразный, г/дм 3 (при 0° С)	1,429
относительная по воздуху	1,105
критическая а, г/см 3	0,430
Критическая температура а , °С	–118,8
Критическое давление а, атм	49,7
Растворимость, см 3 /100 мл растворителя
в воде (0° С)	4,89
в воде (100° С)	1,7
в спирте (25° С)	2,78
Радиус, Å	0,74
ковалентный	0,66
ионный (О 2–)	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 O 2 Ч H 2 O, а возможно, и O 2 Ч 2H 2 O. 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 O 2 c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O 2 пероксиды типа NaO 2 и BaO 2 . Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O 2 . 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 (1s

2 2s 2 2p 4 ) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O 2– . 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 + O 2 ® 2Na 2 O a
2Mg + O 2 ® 2MgO
4Al + 3O 2 ® 2Al 2 O 3
Si + O 2 ® SiO 2
4P + 5O 2 ® P 4 O 10
S + O 2 ® SO 2
2Cl 2 + 7O 2 ® 2Cl 2 O 7
2Hg + O 2 ® 2HgO
2Cr + 3O 2 ® 2CrO 3
3Fe + 2O 2 ® Fe 3 O 4
a При нормальных условиях предпочтительнее образование Na 2 O 2 .

О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:

1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так,

t пл (Cs 2 O) t пл (Na 2 O) . Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов: t пл (Na 2 O) > t пл (SO 2). 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, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2 ). 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 + O 2 ® SrO 2 . 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 Na 1 2 O, Be II O и B 2 III O 3 , а неметаллы IVA–VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . 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: 2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO 2 и H 2 O . 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):

(C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 ® 6n CO 2 + 5n H 2 O + тепловая энергия

б) нефть или газ (бензин C

8 H 18 или природный газ CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2

® 16CO 2 + 18H 2 O + тепловая энергия CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + тепловая энергия C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O 2 ® 2CO + тепловая энергия 2CO + O 2 ® 2CO 2 + 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) C

3 H 5 (NO 3) 3 и тринитротолуол (или ТНТ) C 7 H 5 (NO 2) 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 Fe 2 O 3 (гематит) и Fe 3 O 4 (магнетит), алюминия из Al 2 O 3 (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO 2 находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO 2 применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KOH поглощает CO 2 . Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH) 2 – многотоннажное производство в технологии керамики и цемента. Вода (оксид водорода). Важность воды H 2 O 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 H 2 O). Молекула воды имеет почти тетраэдрическое строение, угол H–O–H равен 104 ° 30 ў . 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 (H 2 O) 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 H 3 O + : Пероксид водорода. Другим соединением, состоящим только из водорода и кислорода , является пероксид водорода H 2 O 2 . 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 BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2 либо разложением пероксодисерной кислоты H 2 S 2 O 8 , которую получают электролитически: Концентрированный раствор H 2 O 2 может быть получен специальными методами дистилляции. Пероксид водорода используют как окислитель в двигателях ракет. Разбавленные растворы пероксида служат антисептиками, отбеливателями и мягкими окислителями. H 2 O 2 добавляют ко многим кислотам и оксидам для получения соединений, аналогичных гидратам. В присутствии сильного окислителя (например, MnO 2 или MnO 4 –) H 2 O 2 окисляется, выделяя кислород и воду. Оксоанионы и оксокатионы – кислородсодержащие частицы, имеющие остаточный отрицательный (оксоанионы) или остаточный положительный (оксокатионы) заряд. Ион O 2– 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 O 2– : ® 2Na + + 2OH – + H 2 или ® 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 O 2 существует третья форма кислорода – озон O 3 , содержащий три кислородных атома. Все три формы являются аллотропными модификациями. Озон образуется при пропускании тихого электрического разряда через сухой кислород: 3O 2 2O 3 . 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 см 3 O 3 . По химическим свойствам озон намного активнее кислорода и по окислительным свойствам уступает только O, F 2 и OF 2 (дифториду кислорода). При обычном окислении образуются оксид и молекулярный кислород O 2 . При действии озона на активные металлы в особых условиях образуются озониды состава K + O 3 – . 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

Ком в горле — это кислород . Выяснено, что в состоянии стресса у расширяется голосовая щель. Она находится посредине гортани, ограничена 2-мя мышечными складками.

Они-то и давят на близлежащие ткани, создавая ощущение кома в горле. Расширение щели – следствие повышенного потребления кислорода. Он помогает справиться со стрессом. Так что, пресловутый ком в горле можно назвать кислородным.

8-ой элемент таблицы привычен в форме . Но, бывает и жидкий кислород. Элемент в таком состоянии магнитится. Впрочем, о свойствах кислорода и плюсах, которые из них можно извлечь, поговорим в основной части .

Свойства кислорода

За счет магнитных свойств кислород перемещают с помощью мощных . Если же говорить об элементе в привычном состоянии, он сам способен перемещать, в частности, электроны.

Собственно, на окислительно-восстановительном потенциале вещества строится система дыхания . Кислород в ней – конечный акцептор, то есть принимающий агент.

Донорами выступают ферменты. Вещества, окисленные кислородом, выделяются во внешнюю среду. Это углекислый . В час его вырабатывается от 5-ти до 18-ти литров.

Еще 50 граммов выходит воды. Так что обильное питье – обоснованная рекомендация медиков. Плюсом, побочными продуктами дыхания служат около 400-от веществ. Среди них есть ацетон. Его выделение усиливается при ряде заболеваний, к примеру, диабете.

В процессе дыхания участвует обычная модификация кислорода – О 2 . Это двухатомная молекула. В ней 2 неспаренных электрона. Оба находятся на разрыхляющих орбиталях.

На них больший энергетический заряд чем на связывающих. Поэтому, молекула кислорода легко распадается на атомы. Энергия диссоциации доходит почти до 500-от килоджоулей на моль.

В естественных условиях кислород – газ с почти инертными молекулами. В них сильная межатомная связь. Процессы окисления протекают едва заметно. Для ускорения реакций нужны катализаторы. В организме ими выступают ферменты. Они провоцируют образование радикалов, которые и возбуждают цепной процесс.

Катализатором химических реакций с кислородом может стать температура. 8-ой элемент реагирует даже на небольшой нагрев. Жар дает реакции с водородом, метаном и прочими горючими газами.

Взаимодействия протекают со взрывами. Не зря же взорвался один из первых в истории человечества дирижаблей. Он наполнялся водородом. Воздушное судно звалось «Гинденбург», крушение потерпело в 1937-ом.

Нагрев позволяет кислороду создавать связи со всеми элементами таблицы Менделеева, кроме инертных газов, то есть аргона, неона и гелия. Кстати, гелий стал заменой для наполнения дирижаблей.

В реакции газ не вступает, только вот стоит дорого. Но, вернемся к герою статьи. Кислород – химический элемент , взаимодействующий с металлами уже при комнатной температуре.

Ее же достаточно для контакта с некоторыми сложными соединениями. К последним относятся оксиды азота. А вот с простым азотом химический элемент кислород реагирует лишь при 1 200-от градусах Цельсия.

Для реакций героя статьи с неметаллами нужен нагрев хотя бы до 60-ти градусов Цельсия. Этого достаточно, к примеру, для контакта с фосфором. С серой герой статьи взаимодействует уже при 250-ти градусах. Кстати, сера входит в элементы подгруппы кислорода . Она главная в 6-ой группе таблицы Менделеева.

С углеродом кислород взаимодействует при 700-800-от градусах Цельсия. Имеется в виду окисление графита. Этот минерал – одна из кристаллических форм углерода.

Кстати, окисление – роль кислорода в любых реакциях. Большинство из них протекает с выделением света и тепла. Попросту говоря, взаимодействие веществ приводит к горению.

Биологическая активность кислорода обусловлена растворимостью в воде. При комнатной температуре в ней диссоциируют 3 миллилитра 8-го вещества. Расчет ведется на 100 миллилитров воды.

Большие показатели элемент показывает в этаноле и ацетоне. В них растворяются 22 грамма кислорода. Максимальная же диссоциация наблюдается в жидкостях, содержащих фтор, к примеру, перфторбутитетрагидрофуране. На 100 его миллилитров растворяются почти 50 граммов 8-го элемента.

Говоря о растворенном кислороде, упомянем его изотопы. Атмосферному причислен 160-ый номер. Его в воздухе 99,7%. 0,3% приходятся на изотопы 170 и 180. Их молекулы тяжелее.

Связываясь с ними, вода с трудом переходит в парообразное состояние. Вот в воздух и поднимается лишь 160-я модификация 8-го элемента. Тяжелые изотопы остаются в морях и океанах.

Интересно, что кроме газообразного и жидкого состояний, кислород бывает твердым. Он, как и жидкая версия, образуется при минусовых температурах. Для водянистого кислорода нужны -182 градуса, а для каменного минимум-223.

Последняя температура дает кубическую решетку кристаллов. От -229-ти до -249-ти градусов Цельсия кристаллическая структура кислорода уже гексагональная. Искусственно получены и прочие модификации. Но, для них кроме пониженных температур требуется повышенное давление.

В привычном состоянии кислород относится к элементам с 2-мя атомами, не имеет цвета и запаха. Однако, существует 3-атомная разновидность героя статьи. Это озон.

У него появляется выражено свежий аромат. Он приятен, но токсичен. Отличием от обычного кислорода является, так же, большая масса молекул. Атомы сходятся воедино при грозовых разрядах.

Поэтому, запах озона чувствуется после ливней. Чувствуется аромат и на больших высотах в 10-30 километров. Там образование озона провоцирует ультрафиолет. Атомы кислорода захватывают излучение солнца, соединяясь в крупные молекулы. Это, собственно, уберегает человечество от радиации.

Добыча кислорода

Промышленники добывают героя статьи из воздуха. Его очищают от паров воды, угарного газа и пыли. Затем, воздух сжижают. После очистки остается лишь азот и кислород. Первый испаряется при -192-ух градусах.

Кислород остается. Но, российские ученые обнаружили кладезь уже сжиженного элемента. Находится он в мантии Земли. Ее еще называют геосферой. Расположен слой под твердой корой планеты и над ее ядром.

Установить там знак элемента кислород помог лазерный пресс. Работали с ним в синхротронном центре DESY. Он находится в Германии. Изыскания проводились совместно с немецкими учеными. Вместе же подсчитали, что содержание кислорода в предполагаемой прослойке мании в 8-10 раз больше, чем в атмосфере.

Уточним практику вычисления глубинных рек кислорода. Физики работали с оксидом железа. Сдавливая и нагревая его, ученые получали все новые оксиды металла, неизвестные ранее.

Когда дело дошло до тысячеградусных температур и давления, превышающего атмосферное в 670 000 раз, получилось соединение Fe 25 O 32 . Описаны условия срединных слоев геосферы.

Реакция преобразования оксидов идет с глобальным выбросом кислорода. Следует предполагать, что тоже происходит внутри планеты. Железо – типичный для мантии элемент.

Соединение элемента с кислородом тоже типично. Нетипична версия, что атмосферный газ – просочившийся за миллионы лет из-под земли и накопившийся у ее поверхности.

Грубо говоря, ученые поставили под сомнение главенствующую роль растений в образовании кислорода. Зелень может давать лишь часть газа. В этом случае бояться нужно не только уничтожения флоры, но и остывания ядра планеты.

Снижение температуры мантии может блокировать процесс образования кислорода. Массовая доля его в атмосфере тоже пойдет на спад, а вместе с тем и жизнь на планете.

Вопрос, как добывать кислород из мании, не стоит. Пробурить землю на глубину свыше 7 000-8 000 километров невозможно. Остается ждать пока герой статьи просочиться к поверхности сам и извлекать его из атмосферы.

Применение кислорода

Активно применять кислород в промышленности начали с изобретением турбодетандеров. Они появились в середине прошлого века. Устройства сжижают воздух и разделяют его. Собственно, это установки для добычи кислорода.

Какими элементами образован круг «общения» героя статьи? Во-первых, это металлы. Речь не о прямом взаимодействии, а о расплавлении элементов. Кислород добавляют в горелки для максимально эффективного сжигания топлива.

В итоге, металлы быстрее размягчаются, смешиваясь в сплавы. Без кислорода, к примеру, не обходится конвекторный способ производства стали. Обычный воздух в качестве розжига малоэффективен. Не обходится без сжиженного газа в баллонах и резка металлов.

Кислород как химический элемент был открыт и фермерами. В сжиженном виде вещество попадает в коктейли для животных. Они активно прибавляют в весе. Связь между кислородом и массой животных прослеживается в Каменноугольном периоде развития Земли.

Эра отмечена жарким климатом, обилием растений, а следовательно, и 8-го газа. В итоге, по планете ползали сороконожки под 3 метра длиной. Найдены окаменелости насекомых. Схема работает и в современности. Дай животному постоянную добавку к привычной порции кислорода, получишь наращивание биологической массы.

Медики запасаются кислородом в баллонах для купирования, то есть остановки приступов астмы. Газ нужен и при устранении гипоксии. Так именуют кислородное голодание. Помогает 8-ой элемент, так же, при недугах желудочно-кишечного тракта.

В этом случае лекарством становятся кислородные коктейли. В остальных случаях вещество подают пациентам в прорезиненных подушках, или через специальные трубки и маски.

В химической промышленности герой статьи – окислитель. О реакциях, в кторых может участвовать 8-ой элемент, уже говорилось. Характеристика кислорода положительно рассмотрена, к примеру, в ракетостроении.

Героя статьи выбрали окислителем топлива кораблей. Самой мощной окислительной смесью признано соединение обеих модификаций 8-го элемента. То есть, ракетное топливо взаимодействует с обычным кислородом и озоном.

Цена кислорода

Героя статьи продают в баллонах. Они обеспечивают связь элемента. С кислородом можно приобрести баллоны в 5, 10, 20, 40, 50 литров. В общем, стандартен шаг между объемами тар в 5-10 литров. Разброс цен на 40-литровый вариант, к примеру, от 3 000 до 8 500 рублей.

Рядом с высокими ценниками, как правило, стоит указание соблюденного ГОСТа. Его номер – «949-73». В объявлениях с бюджетной стоимостью баллонов ГОСТ прописан редко, что настораживает.

Транспортировка кислорода в баллонах

Если же говорить в философском плане, кислород бесценен. Элемент является основой жизни. По организму человека кислород транспортирует железо. Связка элементов зовется гемоглобином. Его нехватка – анемия.

Заболевание имеет серьезные последствия. Первое из них – снижение иммунитета. Интересно, что у некоторых животных кислород крови переносится не железом. У мечехвостов, к примеру, доставку 8-го элемента к органам осуществляет медь.

Кислород

КИСЛОРО́Д -а; м. Химический элемент (O), газ без цвета и запаха, входящий в состав воздуха, необходимый для дыхания и горения и образующий в соединении с водородом воду.

◊ Перекрыть кислоро́д кому-л. Создать невыносимые условия жизни, работы.

◁ Кислоро́дный, -ая, -ое. К-ая среда. К-ые соединения. К-ая резка (газовая резка). К-ая сварка (газовая сварка). К-ое голодание; к-ая недостаточность (мед.; понижение содержания кислорода в тканях организма; гипоксия).

◊ Кислоро́дная подушка (см. Поду́шка).

кислоро́д

(лат. Oxygenium), химический элемент VI группы периодической системы. В свободном виде встречается в виде двух модификаций - О 2 («обычный» кислород) и О 3 (озон). О 2 - газ без цвета и запаха, плотность 1,42897 г/л, t пл –218,6ºC, t кип –182,96ºC. Химически самый активный (после фтора) неметалл. С большинством других элементов (водородом, галогенами, серой, многими металлами и т. д.) взаимодействует непосредственно (окисление) и, как правило, с выделением энергии. При повышении температуры скорость окисления возрастает и может начаться горение. Животные и растения получают необходимую для жизни энергию за счёт биологического окисления различных веществ кислородом, поступающим в организмы при дыхании. Самый распространённый на Земле элемент; в виде соединений составляет около 1 / 2 массы земной коры; входит в состав воды (88,8% по массе) и многих тканей живых организмов (около 70% по массе). Свободный кислород атмосферы (20,95% по объёму) образовался и сохраняется благодаря фотосинтезу. Кислород (или обогащённый им воздух) применяется в металлургии, химической промышленности, в медицине, кислородно-дыхательных аппаратах. Жидкий кислород - компонент ракетного топлива.

КИСЛОРОД

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "кислород" в других словарях:

- (Охуgenum). Бесцветный газ без запаха и вкуса. Мало растворим в воде (приблизительно 1:43). Ингаляциями кислорода широко пользуются при различных заболеваниях, сопровождающихся гипоксией: при заболеваниях органов дыхания (пневмония, отек легких … Словарь медицинских препаратов