Нахождение в природе

Кислород – это неметалл. Он является самым распространенным элементов на Земле. Массовая доля его атомов в земной коре составляет 49,5%, а мольная доля – около 55%.

Природный кислород состоит из трех стабильных нуклидов , , , массовые доли которых равны, соответственно, 99,759%, 0,037% и 0,204%.

В природе кислород существует как в свободном, так и в связанном виде.

В свободном виде, образуя простое вещество О₂ (с тем же названием), входит в состав атмосферы, составляя в ней ~ 21 % по объему и ~ 23% по массе.

В связанном виде кислород входит в состав многочисленных сложных неорганических и органических соединений, главными из которых являются: Н₂О, SiO₂, Al₂O₃, Fe₂O₃, Fe₃O₄, СО₂, CaCO₃, MgCO₃, Na₂SO₄, алюмосиликаты, углеводы, липиды, белки и т.д.

Кислород составляет до 85% массы тканей растений, животных и человека.

Физические свойства простого вещества

Элемент кислород (О) образует две аллотропные модификации, которые различаются числом атомов в молекуле: О₂ (кислород) и О₃ (озон).

Наиболее устойчивой аллотропной модификацией является кислород (О₂). Это газ, не имеющий цвета, вкуса, запаха, в 1,1 раза тяжелее воздуха, поддерживает дыхание, горение, плохо растворим в Н₂О. При 20^оС 100 объемов Н₂О растворяет ~ 3 объема кислорода. Кислород сжижается при температуре – 184^оС, превращаясь в жидкость голубого цвета.

Практически весь свободный О₂ нашей планеты возник и сохраняется благодаря деятельности растений, выделяющих его в процессе фотосинтеза

6СО₂ + 6Н₂О С₆Н₁₂О₆ + 6О₂↑

глюкоза

Эта реакция лежит в основе круговорота кислорода в природе.

Озон тоже газ, но голубоватого цвета, с характерным резким запахом, тяжелее воздуха, в Н₂О растворяется плохо, но примерно в 5 раз лучше, чем О₂.

В атмосфере озон образуется при грозовых разрядах или при облучении ионизирующим излучением (космическим):

3О₂ 2О₃

Озон неустойчив и легко распадается на молекулярный (О₂) и атомарный (О) кислород:

О₃ = О₂ + О

Эта реакция обеспечивает более сильные окислительные свойства озона по сравнению с О₂. Как сильный окислитель, озон используется для обеззараживания Н₂О, дезинфекции воздуха. Однако в отличие от кислорода озон ядовит. Предельно допустимым является его содержание в воздухе, равное 10^-5% (по объему). При этой концентрации уже хорошо ощущается его запах.

Источниками озона в помещении могут быть работающие приборы, в которых происходит высоковольтный электрический разряд – ксероксы, лазерные принтеры, а также установки ультрафиолетового и рентгеновского излучения.

Превышение содержания озона приводит к появлению головной боли, раздражению дыхательных путей и глаз, ослаблению сердечной деятельности. В связи с этим такие комнаты необходимо часто проветривать.

В приземном слое атмосферы содержание озона обычно лежит в пределах 10^-7-10^-6% по объему

Получение кислорода

В лаборатории кислород (О₂) получают разложением ряда солей, оксидов и пероксидов:

2KClO₃ 2KCl + 3O₂ ↑

При нагревании KClO₃ без катализатора реакция протекает в две стадии и при более высокой температуре:

1) 4KClO₃ 3KClO₄ + KCl

2) KClO₄ KCl + 2O₂

2KNO₃ 2KNO₂ + O₂ ↑

4K₂Cr₂O₇ 4K₂CrO₄ + 2Cr₂O₃ + 3O₂↑

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

2HgO 2Hg + O₂↑

2Pb₃O₄ 6PbO + O₂ ↑

2H₂O₂ 2H₂O + O₂

2BaO₂ 2BaO + O₂↑

Пероксиды щелочных металлов используют на космических станциях и подводных лодках для регенерации O₂ и связывания выдыхаемого углекислого газа:

2K₂O₂ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + O₂

В промышленности и в лаборатории O₂ получают при электролизе Н₂О (в присутствии сильных электролитов):

2H₂O 2Н₂ + О₂

Однако большую часть О₂ в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При этом азот, обладающий более низкой температурой кипения, испаряется, а жидкий O₂ остается.