Кислоро́д (лат. Oxygenium; франц. oxygène, от греч. ὀξύς – кислый, острый и γένος – рождение), 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: ¹⁶О (99,757 %), ¹⁷О (0,038 %) и ¹⁸О (0,205 %). Преобладание в смеси изотопов наиболее лёгкого ¹⁶О связано с тем, что ядро атома ¹⁶О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. Равное число протонов и нейтронов обусловливает высокую энергию их связи в ядре и наибольшую стабильность ядер ¹⁶О по сравнению с остальными. Искусственно получены радиоизотопы с массовыми числами 12–26.

Историческая справка

Кислород получили в 1774 г. независимо К. В. Шееле (путём прокаливания нитратов калия KNO₃ и натрия NaNO₃, диоксида марганца MnO₂ и других веществ) и Дж. Пристли (при нагревании тетраоксида свинца Pb₃О₄ и оксида ртути HgО). Позднее, когда было установлено, что кислород входит в состав кислот, А. Л. де Лавуазье предложил название oxygène (от греч. ὀξύς – кислый, острый и γένος – рождение; 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 – природные карбонаты, природные силикаты, природные сульфаты, природные фосфаты), и горные породы на их основе (например, известняк, мрамор), а также различные природные оксиды, природные гидроксиды 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.

Известняк оолитовый. Образец из коллекции ФГБУ «ВСЕГЕИ».Известняк оолитовый. Образец из коллекции ФГБУ «ВСЕГЕИ».

Свойства

Строение внешней электронной оболочки атома кислорода 2s²2p⁴; 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 О₂. Молекулы О₂ парамагнитны. Существует также аллотропная модификация кислорода – озон, состоящая из трёхатомных молекул О₃.

В основном состоянии атом кислорода имеет чётное число валентных электронов, два из которых не спарены. Поэтому кислород, не имеющий низкой по энергии вакантной d-орбитали, в большинстве химических соединений двухвалентен. В зависимости от характера химической связи и типа кристаллической структуры соединения координационное число кислорода может быть разным: 0 (атомарный кислород), 1 (например, О₂, СО₂), 2 (например, Н₂О, Н₂О₂), 3 (например, Н₃О⁺), 4 (например, оксоацетаты Ве и Zn), 6 (например, MgO, CdO), 8 (например, Na₂O, Cs₂O). За счёт небольшого радиуса атома кислород способен образовывать прочные π-связи с другими атомами, например с атомами кислорода (О₂, О₃), углерода, азота, серы, фосфора. Поэтому для кислорода одна двойная связь (494 кДж/моль) энергетически более выгодна, чем две простые (146 кДж/моль).

Парамагнетизм молекул О₂ 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 О₂ 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 О₂ играют важную роль в реакциях окисления в газовой фазе.

Кислород – газ без цвета, запаха и вкуса; t_пл –218,3 °C, t_кип –182,9 °C, плотность газообразного кислорода 1428,97 кг/дм³ (при 0 °C и нормальном давлении). Жидкий кислород – бледно-голубая жидкость, твёрдый кислород – синее кристаллическое вещество. При 0 °C теплопроводность 24,65·10^–3 Вт/(м·К), 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 °C), хорошо растворим в некоторых фторорганических растворителях, например перфтордекалине (4500 % кислорода по объёму при 0 °C). Значительное количество кислорода растворяют благородные металлы: серебро, золото и платина. Растворимость газа в расплавленном серебре (2200 % по объёму при 962 °C) 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 Н₂О; смеси кислорода с водородом взрывоопасны), при нагревании – с серой (диоксид серы SO₂ и триоксид серы SO₃), углеродом (оксид углерода СО, диоксид углерода СО₂), фосфором (оксиды фосфора), многими металлами (оксиды металлов), особенно легко со щелочными и щёлочноземельными (в основном пероксиды и надпероксиды металлов, например пероксид бария BaO₂, надпероксид калия KO₂). С азотом кислород взаимодействует при температуре выше 1200 °C 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 химического соединений: O^2– – супероксидов (формальная степень окисления атома кислорода –0,5), O₂^2–– пероксидных соединений (степень окисления атома кислорода –1, например пероксид водорода Н₂О₂), О^2– – оксидов (степень окисления атома кислорода –2). Положительные степени окисления +1 и +2 кислород проявляет во фторидах O₂F₂ и ОF₂ соответственно. Фториды кислорода неустойчивы, являются сильными окислителями и фторирующими реагентами.

Молекулярный кислород является слабым лигандом и присоединяется к некоторым комплексам Fe, Co, 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, а также электролизом воды. В лабораторных условиях кислород получают разложением при нагревании пероксида водорода ($2H_2O_2 = 2H_2O + O_2$), оксидов металлов (например, оксида ртути: $2HgO = 2Hg + O_2$), солей кислородсодержащих кислот-окислителей (например, хлората калия: $2KClO_3 = 2KCl + 3O_2$, перманганата калия: $2KMnO_4 = K2MnO_4 + MnO_2 + O_2$), 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 (см., например, Кислородно-конвертерный процесс), при газопламенной обработке металлов (см., 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 (см. 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).