Элементы VIA группы

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Элементы VIA группы



1. Общая характеристика элементов VIА группы

селен теллур кислород озон

Элементы VIА группы периодической системы химических элементов называются халькогенами (в переводе - образующие руды). К халькогенам относятся неметаллы:

кислород - оxygen (от греч. оху genes - образующий кислоты),

сера - sulfur (санскрит, sulvere - сера, лат. sulphurium),

селен - selenium (от греч. selene - луна),

теллур - tellurium (от лат. tellus - земля), а также радиоактивный металл полоний - рolonium (в честь Польши).

Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне шесть электронов (ns2np4), и до его завершения внешнего уровня им не хватает двух электронов, поэтому халькогены проявляют сильные окислительные свойства. Но окислительные свойства у халькогенов выражены слабее, чем у галогенов, так как радиус атомов халькогенов больше радиусов атомов галогенов в соответствующем периоде.

Атомы халькогенов на внешней электронной оболочке имеют 2 неспаренных электрона, поэтому в соединениях все они могут проявлять валентность II. Атомы элементов VIА группы (кроме кислорода) могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 4 и 6 и соответственно в соединениях проявлять валентность IV и VI. Атом кислорода не может переходить в возбужденное состояние, так как на внешней электронной оболочке не имеет свободных атомных орбиталей. Поэтому в соединениях не может проявлять высшую валентность равную номеру группы VI. В большинстве соединений кислород двухвалентен, максимальная валентность кислорода - IV. Кислород в соединениях проявляет следующие степени окисления: -2, -1, 0, +1, +2. Для остальных элементов данной группы характерны степени окисления: -2, -1, 0, +2, +4, +6.

В группе с увеличением порядкового номера окислительные свойства уменьшаются, а восстановительные свойства возрастают в связи с увеличением радиуса атомов. Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности халькогенов (таблица).

Таблица - Характеристики атомов элементов халькогенов

	8O	16S	34Se	52Te
Атомный вес	15,9994	32,064	78,96	127,6
Валентные электроны	2s22p4	3s23p4	4s24p4	5s25p4
Ковалентный радиус атома, ?	0,73	1,04	1,17	1,37
Металлический радиус атома, ?	-	-	1,6	1,7
Условный радиус иона, Э2-, ?	1,36	1,82	1,93	2,11
Условный радиус иона Э6+, ?	-	(0,29)	0,35	(0,56)
Энергия ионизации Э0 - Э+, эв	13,618	10,36	9,75	9,01
Сродство к электрону, эв	1,47	2,07	(1,7)	(2,2)
Содержание в земной коре, ат. %	58	0,03	1,5•10-5	1,3•10-7

Как видно из приведенных данных, в ряду O-S-Se-Te уменьшаются энергии ионизации, увеличиваются размеры атомов и ионов. Это ослабляет неметаллические признаки элементов.

От кислорода к полонию изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, повышаются температуры кипения и плавления, уменьшается растворимость в воде.

При обычных условиях кислород О2 (молекула двухатомна, связь ковалентная неполярная) - газ, без цвета и запаха, мало растворим в воде (в 1 объеме воды растворяется примерно 2,5 объема кислорода). Сера, селен, теллур - твердые вещества-неметаллы, имеют полиморфные модификации. Полоний - очень редкий и летучий радиоактивный серебристо-серый металл. Образуется при бомбардировке атомов висмута нейтронами. Его используют как источник тепла в космическом оборудовании и источник б-частиц для научных исследований. Чрезвычайно ядовит из-за большой энергии распада.

Соединения халькогенов с водородом имеют форму Н2Э. При обычных условиях представляют собой газообразные вещества (кроме Н2О) с характерным запахом, ядовиты, хорошо растворимы в воде. Водные растворы Н2Э имеют кислую среду и являются кислотами: Н2S - сероводородная, H2Se - селеноводородная, H2Te - теллуроводородная. В этом ряду кислотные свойства усиливаются, но все эти кислоты являются слабыми электролитами. Вода при обычных условиях жидкость без цвета и запаха. Имеет аномально высокие температуры кипения (100 °С), плавления (0 єС). Такие аномальные свойства воды объясняются наличием межмолекулярных водородных связей в жидком и кристаллическом состоянии. В ряду Н2О, H2S, H2Se, H2Te восстановительные свойства усиливаются.

Соединения с кислородом: образуют кислотные оксиды ЭО2, ЭО3. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов и соответствующих им кислот возрастают.

2. Кислород

Строение атома

Кислород (от латинского оxygenium, от греческого oxys (кислый) и gennao (рождаю) находится во втором периоде в VIA группе. Атомный номер кислорода в периодической таблице 8, атомная масса 15,9994. Следовательно, ядро атома кислорода содержит 8 протонов, а электронная оболочка - 8 электронов. Заряд ядра атома кислорода +8, в атоме два электронных слоя. На первом находится 2 электрона, на втором - 6 электронов. Из шести электронов внешней электронной оболочки 2 электрона находятся на s-подуровне и 4 - на р-подуровне. Электронная формула атома кислорода 1s22s22p4.

В атоме кислорода 2 неспаренных электрона, следовательно, кислород может проявлять валентность равную II. В немногочисленных соединениях может проявлять валентность III (CO, H3O+), максимальная валентность кислорода в соединениях IV. Валентность, равную номеру группы VI атом кислорода не проявляет, так как не может переходить в возбужденное состояние из-за отсутствия свободных орбиталей на внешнем энергетическом уровне.

Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность по шкале Полинга (3,44 по сравнению с 3,98 у фтора). Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет отрицательные степени окисления: -2, -1 (в пероксидах).

Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду - фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором - единственные соединения, в которых кислород имеет положительную степень окисления: OF2, O2F2.

Открытие кислорода

Процессы горения и дыхания издавна привлекали внимание ученых. Первые указания на то, что не весь воздух, а лишь "активная" его часть поддерживает горение, обнаружены в китайских рукописях VIII века. Много позже Леонардо да Винчи (1452-1519 гг.) рассматривал воздух как смесь двух газов, лишь один из которых расходуется при горении и дыхании. Окончательное открытие двух главных составных частей воздуха - азота и кислорода, произошло только в конце XVIII века.

Изобретатель подводной лодки К. Дреббель еще в начале XVII века выделил кислород, выяснил роль этого газа для дыхания и использовал его в своей подводной лодке. Но работы Дреббеля практически не повлияли на развитие химии. Его изобретение носило военный характер, и все, что было, так или иначе связано с ним, постарались своевременно засекретить.

Кислород открыли почти одновременно два выдающихся химика второй половины XVIII века - шведский ученый Карл Вильгельм Шееле (1769-1770 гг.) путем прокаливания селитр (KNO3, NaNO3), оксида марганца (МnО2) и других веществ, а так же англичанин Джозеф Пристли (1774 г.) при нагревании сурика Рb3О4 и оксида ртути HgO. Шееле получил кислород раньше, но его трактат «О воздухе и огне», содержавший информацию о кислороде, был опубликован позже, чем сообщение об открытии Пристли. Пристли и Шееле до конца дней своих остались ревностными защитниками теории флогистона.

В 1775 г. А. Лавуазье, произведя количественный анализ воздуха, нашел, что он «состоит из двух (газов) различного и противоположного характера», то есть из кислорода и азота. На основе широких экспериментальных исследований Лавуазье правильно объяснил горение и дыхание как процессы взаимодействия веществ с кислородом. Поскольку кислород входит в состав кислот, Лавуазье назвал его oxygene, то есть «образующий кислоты» (от греч. oxys - кислый и gennao - рождаю; отсюда и русское название "кислород").

Кислородная теория горения пришла на смену теории флогистона. За два века, прошедших со времени открытия, теория Лавуазье не только не была опровергнута, но еще более укрепилась.

Распространение в природе

Кислород - наиболее распространенный элемент твердой земной коры, гидросферы, живых организмов. Его содержание в литосфере - 47 %, еще выше содержание в гидросфере - 82 % и живом веществе - 70 %. Известно свыше 1400 кислородосодержащих минералов, в которых его спутниками являются десятки элементов периодической системы. Кислород - циклический элемент классификации В.И. Вернадского, он участвует в многочисленных круговоротах различных масштабов - от небольших, в пределах конкретного ландшафта, до грандиозных, связывающих биосферу с очагами магматизма. На долю кислорода приходится приблизительно половина всей массы земной коры, 89 % массы мирового океана. В атмосфере кислород составляет 23 % массы и 21 % объема.

На земной поверхности зеленые растения в ходе фотосинтеза разлагают воду и выделяют свободный кислород (О2) в атмосферу. Как отмечал Вернадский, свободный кислород это - самый могущественный деятель из всех известных химических тел земной коры. Поэтому в большинстве систем биосферы, например в почвах, грунтовых, речных и морских водах, кислород выступает настоящим «геохимическим диктатором», определяет геохимическое своеобразие системы, развитие в ней окислительных реакций. За миллиарды лет геологической истории растения сделали атмосферу нашей планеты кислородной, воздух, которым мы дышим, сделан жизнью.

Количество реакций окисления, расходующих свободный кислород, огромно. В биосфере они в основном имеют биохимическую природу, т. е. осуществляются бактериями, хотя известно чисто химическое окисление. В почвах, илах, реках, морях и океанах, горизонтах подземных вод - везде, где имеются органические вещества и вода, развивается деятельность микроорганизмов, окисляющих органические соединения.

Ранее считалось, что свободный кислород в земную кору проникает только до уровня грунтовых вод. Однако гидрохимики сделали важное открытие: в горах, особенно в аридных зонах, свободный кислород проникает с подземными водами на глубины более 1 км.

Изотопы кислорода

Изотопы кислорода это - разновидности атомов химического элемента кислорода, имеющие разное содержание нейтронов в ядре.

Всего известно 3 стабильных и 10 нестабильных изотопов кислорода.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 16O, 17O и 18O, из них изотоп 16O является наиболее распространенным (99,762 %) изотопом кислорода.

Преобладание изотопа 16O объясняется тем, что он образуется в процессе термоядерного синтеза, происходящего в звёздах.

Большая часть 16O образуется в конце процесса слияния гелия в звездах. В ходе тройной б-реакции синтезируется изотоп 12C, который захватывает дополнительное ядро 4Не.

Изотопы 17O и 18O являются вторичными изотопами. Ядра 17O образуется преимущественно в зоне горения водорода. Большинство изотопа 18O образуется в реакции захвата изотопом 14N ядер 4Не с накоплением в гелиевой зоне звезд. Для слияния двух ядер кислорода и образования ядра серы требуется температура в миллиард Кельвин.

Кислород в атмосфере Земли на 99,759 % состоит из 16O, 0,037 % - 17O и 0,204 % - 18O.

Известны также искусственные изотопы кислорода в диапазоне массовых чисел от 12 до 24. Наиболее стабильные 15O с периодом полураспада 122,24 с и 14O с периодом полураспада 70,606 с. Все остальные радиоактивные изотопы имеют периоды полураспада менее 27 с, большинство из них имеют периоды полураспада менее 83 миллисекунд. Например, 24O имеет период полураспада 61 мс.

Наиболее распространенные пути распада для лёгких изотопов является в+-распад (с образованием изотопов азота), а для тяжелых изотопов - в--распад (с образованием изотопов фтора).

Изотоп 13O - нестабильный изотоп кислорода, ядро которого состоит из 8 протонов и 5 нейтронов. Спин ядра 3/2, период полураспада 8,58 мс. Атомная масса 13,0248 а. е. м. Он превращается в 13N путем электронного захвата, с выделением энергии распада 17,765 МэВ. Продукт распада 14F был впервые получен Резерфордом при бомбардировке ядер азота б-частицами.

Изотоп 15O используется в позитронно-эмиссионной томографии, но гораздо реже, чем 18F или 11С. Это объясняется слишком коротким периодом полураспада 15O. Ядро 15O состоит из 8 протонов, 7 нейтронов, атомная масса 15,0030654 а. е. м, период полураспада 122 с.

Биологическая роль кислорода в природе

Кислород в атмосфере Земли начал накапливаться в результате деятельности первичных фотосинтезирующих организмов, появившихся, вероятно, около 2,8 млрд. лет назад. Полагают, что 2 млрд. лет назад атмосфера уже содержала около 1 % кислорода; постепенно из восстановительной она превращалась в окислительную и, примерно 400 млн. лет назад приобрела современный состав. Наличие в атмосфере кислорода в значительной степени определило характер биологической эволюции. Аэробный (с участием О2) обмен веществ возник позже анаэробного (без участия О2), но именно реакции биологического окисления, более эффективные, чем древние энергетические процессы брожения и гликолиза. Они снабжают живые организмы большей частью необходимой им энергии. Исключение составляют облигатные анаэробы, например, некоторые паразиты, для которых кислород является ядом. Использование кислорода, обладающего высоким окислительно-восстановительным потенциалом, в качестве конечного акцептора электронов в цепи дыхательных ферментов, привело к возникновению биохимического механизма дыхания современного типа. Этот механизм и обеспечивает энергией аэробные организмы.

Кислород - это основной биогенный элемент, входящий в состав молекул всех важнейших веществ, обеспечивающих структуру и функции клеток: белков, нуклеиновых кислот, углеводов, липидов, а также множества низкомолекулярных соединений. В каждом растении или животном кислорода гораздо больше, чем любого другого элемента (в среднем около 70 %). Мышечная ткань человека содержит 16 % кислорода, костная ткань - 28,5 %; всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 43 кг кислорода. В организм животных и человека кислород поступает в основном через органы дыхания (свободный кислород) и с водой (связанный кислород). Потребность организма в кислороде определяется уровнем (интенсивностью) обмена веществ, который зависит от массы и поверхности тела, возраста, пола, характера питания, внешних условий и др. В экологии как важную энергетическую характеристику определяют отношение суммарного дыхания (то есть суммарных окислительных процессов) сообщества организмов к его суммарной биомассе.

Небольшие количества кислорода используют в медицине: кислородом (из так называемых кислородных подушек) дают некоторое время дышать больным, у которых затруднено дыхание. Нужно, однако, иметь в виду, что длительное вдыхание воздуха, обогащенного кислородом, опасно для здоровья человека. Высокие концентрации кислорода вызывают в тканях образование свободных радикалов, нарушающих структуру и функции биополимеров. Сходным действием на организм обладают и ионизирующие излучения. Поэтому понижение содержания кислорода (гипоксия) в тканях и клетках при облучении организма ионизирующей радиацией обладает защитным действием (так называемый кислородный эффект). Этот эффект используют в лучевой терапии: повышая содержание кислорода в опухоли и понижая его содержание в окружающих тканях усиливают лучевое поражение опухолевых клеток и уменьшают повреждение здоровых. При некоторых заболеваниях применяют насыщение организма кислородом под повышенным давлением - гипербарическую оксигенацию.

Физические свойства кислорода

Кислород - это газ без цвета, вкуса и запаха, сравнительно малорастворимый в воде. Кислород сжижается при температуре -182,9 °С и нормальном давлении в бледно-синюю жидкость, которая при -218,7 °С затвердевает, образуя синие кристаллы.

Во всех агрегатных состояниях кислород парамагнитен.

Магнитные свойства кислорода указывают на наличие в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Эти электроны размещаются на разрыхляющих молекулярных p-обриталях. Это делает его молекулу бирадикалом. Энергия атомизации кислорода намного меньше, чем у азота. Это одна из причин большой реакционной способности кислорода.

Плотность газообразного кислорода (при 0 °С и нормальном давлении) 1,42897 г/л.

Критическая температура кислорода довольно низка (Ткрит = -118,84 °С), т.е ниже, чем у Cl2, СО2, SO2 и некоторых других газов; теплопроводность (при 0 °С) 23,86·10-3 Вт/мK.

Хорошими твердыми поглотителями кислорода являются платиновая чернь и активный древесный уголь.

1 л кислорода имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C).

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C - 0,03 %, при 2600 °C - 1 %, при 4000 °C - 59 %, 6000 °C - 99,5 %.

Жидкий кислород (температура кипения ?182,98 °C) - это бледно-голубая жидкость.

Твёрдый кислород (температура плавления ?218,79 °C) - синие кристаллы. Известны шесть кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм:

1. б-О2 существует при температуре ниже 23,65 єK; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a = 5,403 Е, b = 3,429 Е, c = 5,086 Е; в = 132,53 Е.

2. в-О2 существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 єK; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a = 4,21 Е, б = 46,25 Е.

3. г-О2 существует при температурах от 43,65 до 54,21 єK; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a = 6,83 Е.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

1. д-О2 существует в интервале температур 20-240 K и давлении 6-8 ГПа, оранжевые кристаллы.

2. е-О4 существует при давлении от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония.

3. Оn существует при давлении более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.



Шкала степеней окисления кислорода

Химические свойства кислорода.

Молекула кислорода состоит из двух атомов. Химическая связь ковалентная неполярная. Кислород отличает высокая реакционная способность, он окисляет многие вещества уже при комнатной температуре. Если реакции инициировать нагреванием, освещением, катализатором, они протекают очень бурно и сопровождаются выделением большого количества тепла. Особенно сильным окислителем является жидкий кислород: пропитанная им вата при поджигании мгновенно сгорает. Некоторые летучие органические вещества самопроизвольно воспламеняются на расстоянии нескольких метров от открытого сосуда с жидким кислородом.

Реакции взаимодействия веществ с кислородом, которые сопровождаются выделением большого количества тепла и света, называются реакциями горения.

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме благородных газов. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно (исключение: галогены, золото и платина).

1. Окисляет все металлы при определенных условиях (кроме золота и платины):

4Al + 3O2 = 2Al2O3,

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

При окислении щелочных металлов (кроме лития) образуются пероксиды или надпероксиды металлов:

2Na + O2 = Na2O2,

K + O2 = KO2.

2. Окисляет все неметаллы при определенных условиях (кроме галогенов и инертных газов). Сера взаимодействует с кислородом при 250 °С:

S + O2 = SO2.

Горение фосфора с образованием оксида фосфора (V) начинается при 60 °С:

4Р + 5О2 = 2Р2О5.

Графит реагирует с кислородом при 700-800 °С:

С + О2 = СО2.

С водородом кислород взаимодействует при 300 °С:

2Н2 + О2 = 2Н2О.



3. Окисляет сложные неорганические и органические вещества.

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2,

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О.

4. Только при взаимодействии с фтором он проявляет восстановительные свойства:

O2 + F2 = O2F2 (в электрическом разряде).

Дифторид кислорода может быть получен при быстром пропускании фтора через 2 % раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O.

Получение кислорода.

В промышленности.

Большое количество кислорода используется в промышленности, в медицине, в других областях человеческой деятельности. Промышленным способом кислород получают из жидкого воздуха. Сначала воздух сжимают мощными компрессорами - при этом он, как любой сжимаемый газ, сильно нагревается. Сжатый воздух в больших баллонах охлаждается. Затем его подвергают быстрому расширению через узкие каналы, снабженные турбинками для дополнительного отбора энергии у молекул газа. Эти устройства называются турбодетандерами. При расширении любого газа всегда происходит его охлаждение. Если газ был сжат очень сильно, то его расширение может привести к такому сильному охлаждению, что часть воздуха сжижается. Жидкий воздух собирают в специальные сосуды, называемые сосудами Дьюара. Жидкий кислород кипит при более высокой температуре (-183 оС), чем жидкий азот (-196 оС). Поэтому при нагревании жидкого воздуха, когда температура этой очень холодной жидкости медленно повышается от -200 оС до -180 оС, прежде всего при -196 оС перегоняется азот (который опять сжижают) и только следом перегоняется кислород. Если такую перегонку жидких азота и кислорода произвести неоднократно, то можно получить весьма чистый кислород. Обычно его хранят в сжатом виде в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет. Характерная голубая окраска баллонов нужна для того, чтобы нельзя было спутать кислород с каким-нибудь другим сжатым газом.

В лаборатории

В лаборатории кислород удобнее получать из его соединений с другими элементами. Чаще всего кислород получают термическим разложением таких веществ (в состав которых кислород входит в связанном виде), как перманганат калия, хлорат калия (бертолетова соль), нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (например: нитрат калия (селитра)):

1. Термическое разложение перманганата калия:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

2. Термическое разложение бертолетовой соли (в качестве катализатора можно использовать MnO2):

2KClO3 = 2KCl + 3O2.

3. Термическое разложение нитратов щелочных и щелочно-земельных металлов:

2KNO3 = 2KNO2 + O2.

4. Удобно получать кислород в лаборатории разложением пероксида водорода (в качестве катализатора можно использовать MnO2):

2H2O2 = 2H2O + O2.

5. Окисление Н2О2 сильными окислителями:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O.

6. Взаимодействие пероксидов металлов с углекислым газом (реакцию используют для регенирации воздуха в герметичных помещениях):

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2.

7. Разложение воды под действием электрического тока (электролизом воды):

2H2O = 2H2 + O2.

8. Термическое разложение оксидов тяжелых металлов:

2HgO = 2Hg + O2.

Соединения кислорода (-2)

Образование двух- и многозарядных одноатомных анионов Эn- энергетически невыгодно. Поэтому не существует соединений, содержащих ион О2-. Даже в кристаллических оксидах наиболее активных металлических элементов типа Na2O и CaO эффективный заряд атома кислорода составляет -1. Оксиды - это бинарные соединения атомов металлов или неметаллов с атомами кислорода.



ОКСИДЫ

СОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ

Основные Амфотерные Кислотные

Несолеобразующие оксиды - это оксиды, которые не взаимодействуют ни с основаниями, ни с кислотами, и поэтому не образуют солей. К ним относятся: N2O, NO, SiO, CO. Такие оксиды не имеют гидратов (водных соединений).

Солеобразующие оксиды - это оксиды, которые при взаимодействии с кислотами или основаниями (или с теми и другими) образуют соли. Таким оксидам в качестве гидратов соответствуют основания, кислоты или амфотерные гидроксиды.

Основные оксиды - это оксиды, которым в качестве гидратов (водных соединений) соответствуют основания, а при взаимодействии с кислотами они образуют соли. К ним относятся только оксиды металлов: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O, Fr2O, MgO, CaO, SrO, BaO, RaO, Cu2O, Ag2O, In2O, PoO, Sc2O3, La2O3, TiO, HfO, CrO, MnO, FeO, CoO, NiO и др.

Химические свойства

1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Na2O + H2O = 2NaOH,

CaO + H2O = Ca(OH)2.

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O,

3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O.

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль:

MgO + SO2 = MgSO3,

Sc2O3 + 3CO2 = Sc2(CO3)3.

4. Взаимодейстуют с амфотерными оксидами, образуя соль:

ZnO + Na2O = Na2ZnO2 (в расплаве),

ZnO + CaO = CaZnO2 (в расплаве).

Кислотные оксиды - это оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют кислоты, а при взаимодействии с основаниями они образуют соли. Кислотные оксиды делят на оксиды неметаллов и оксиды металлов (B2O3, SiO2, CO2, As2О5, P2O3, P2O5, N2O3, N2O5, NO2, SO2, SO3, CrO3, MnO3, Mn2O7).

Химические свойства

1. Взаимодействуют с водой образуя соответствующие кислоты:

SO2 + H2O = H2SO3,

P2O5 + H2O = 2HPO3,

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4,

2H3PO4 = H4P2О7 + H2O.

2. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O,

P2O5 + 3Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 3H2O.

3. Взаимодействуют с основными оксидами, образуя соль:

CrO3 + CaO = CaCrO4,

CO2 + Na2O = Na2CO3.

4. Взаимодействуют с амфотерными оксидами, образуя соль:

CO2 + ZnO = ZnCO3,

3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3.

5. Взаимодействуют с солями, если в результате реакции выделяется газообразный оксид:

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2,

SO3 + Na2SO3 = Na2SO4 + SO2.

Амфотерные оксиды - это оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют амфотерные гидроксиды. Они образуют соли при взаимодействии и с кислотами, и с основаниями. К ним относятся: ВеО, Аl2O3, GeO, GeO2, SnO, SnO2, PbO, PbO2, Sb2O3, Sb2O5, Bi2O3, Bi2O5, ZnO, V2O3, Cr2O3, MnO2, Fe2O3 и др.

Химические свойства. Амфотерность доказывается взаимодействием с кислотами и кислотными оксидами (основные свойства), с основаниями и основными оксидами (кислотные свойства).

1. Взаимодействуют с кислотами, проявляя основные свойства:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O.

сульфат алюминия

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, проявляя основные свойства:

Al2O3 + 3CO2 = Al2(CO3)3.

карбонат алюминия

3. Взаимодействуют с расплавами и растворами щелочей, проявляя кислотные свойства:

Al2O3 + 6NaOH = 2Na3AlO3 + 3H2O (в расплаве),

ортоалюминат натрия

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (в расплаве),

метаалюминат натрия

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6] (в растворе),

гексагидроксоалюминат натрия

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4] (в растворе).

тетрагидроксоалюминат натрия

4. Взаимодействуют с основными оксидами, проявляя кислотные свойства:

Al2O3 + 3СаO = Cа3(AlO3)2,

ортоалюминат кальция

Al2O3 + СаО = Cа(AlO2)2.

метаалюминат кальция

Важнейшим из оксидов является оксид водорода - вода. Академик А.П. Карпинский назвал воду «самым драгоценным ископаемым». Вода составляет 50-99 % массы любого живого существа. Кровь человека содержит более 4/5 воды, мускулы - 35 % воды. При продолжительности жизни 70 лет человек выпивает около 25 т воды.

В настоящее время водные ресурсы во многих странах мира стали важным фактором, лимитирующим развитие производства. При этом одной из серьезных проблем человечества является снабжение населения пресной водой. В связи с бурным развитием промышленности и ростом населения расход воды постоянно увеличивается. Первостепенное значение приобретают вопросы охраны водных ресурсов.

Соединения пероксидного типа

Присоединение одного электрона к молекуле О2 вызывает образование надпероксид-иона О2-:

О2 + 1е- = О2-.

Производные радикала О2- называются надпероксидами, они известны для наиболее активных щелочных металлов (K, Rb, Cs). Надпероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ:

K + О2 = KО2.

Непарный электрон иона О2- обусловливает парамагнетизм надпероксидов и наличие у них окраски. Надпероксиды это - очень сильные окислители. Они бурно реагируют с водой с выделением кислорода.

Присоединяя два электрона, молекула О2 превращается в пероксид-ион О22-, в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью, и поэтому он диамагнитен:

О2 + 2е- = О22-.

Производные О22- называются пероксидами.

Пероксиды образуются при окислении ряда металлов, например:

2Nа + О2 = Na2О2.

Наибольшее практическое значение имеет пероксид (перекись) водорода Н2О2. Молекула пероксида водорода несимметричная (рисунок 1).



Рисунок 1 - Строение молекулы пероксида водорода

Энергия связи О-О (210 кДж/моль) значительно меньше энергии связи О-Н (468 кДж/моль).

Вследствие несимметричного распределения связей Н-О молекула Н2О2 сильно полярна. Между молекулами Н2О2 возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода - это сиропообразная жидкость с довольно высокой температурой кипения. Она имеет бледно-голубую окраску. Пероксид водорода - хороший ионизирующий растворитель. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. Из растворов выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата Н2О2·2Н2О. В лаборатории обычно используется 3 %-ные и 30 %-ные растворы Н2О2 (последний называют пергидролем).

В водных растворах пероксид водорода - слабая кислота:

Н2О…Н2О2 - ОН3+ + НО2-,

гидропероксид-ион

Н2О2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O.

В лаборатории пероксид водорода получают по реакции:

ВаО2(крист.) + H2SO4 = BaSO4 + H2O2.

Для соединений перекисного типа характерны реакции, сопровождающиеся разрушением связи О-О или изменением заряда иона О22-. Эти процессы можно трактовать как проявление ионом О22- окислительных и восстановительных свойств:

-1 -1 0 -2

2KI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O,

окислитель

+7 -1 +2 0

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O.

восстановитель

Для пероксида водорода характерен также распад по типу диспропорционирования (в присутствии катализатора, например MnO2):

-1 -1 -2 0

Н2О2 + Н2О2 = 2Н2О + О2.

Этот распад ускоряется в присутствии примесей, при освещении, нагревании и может протекать со взрывом. Довольно устойчивы только очень чистый Н2О2 и его 30-65 %-ные растворы. Пероксид водорода и его растворы обычно хранят в темной посуде и на холоде, для стабилизации добавляют ингибиторы.

Водные растворы пероксида водорода широко используются для отбелки различных материалов, для обеззараживания сточных вод. Пероксид водорода применяют как окислитель ракетного топлива.

Кислоты, в которых имеется группировка -О-О- (пероксидный мостик), называют пероксокислотами:



пероксоазотная кислота пероксосерная кислота

При гидролизе пероксокислот образуется пероксид водорода, что используется для его получения в промышленности.

Характерным свойством пероксидных соединений является способность образовывать пероксид водорода при взаимодействии с разбавленными растворами кислот, а также выделять кислород при термическом разложении.

Соединения кислорода (+2), кислорода (+1) и кислорода (0)

Эти степени окисления кислорода проявляются в его соединениях с фтором, например:

ОF2 O2F2

NO3F ClO4F

Дифторид кислорода ОF2 получают при быстром пропускании фтора через 2 %-ный раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O.

Дифторид кислорода - ядовитый газ бледно-желтого цвета; термически устойчив, сильный окислитель, эффективный фторирующий агент.

Диокcифторид О2F2 образуется при взаимодействии простых веществ в электрическом разряде. Соединение крайне неустойчиво, что определяется низкой энергией разрыва связи OF (75 кДж/моль).

Получены также полиоксидифториды типа O4F2, O5F2 и O6F2, существующие лишь при низкой температуре (-190 °С). Предполагают, что их молекулы имеют цепное строение, например:

Термическая устойчивость оксидифторидов уменьшается с увеличением числа атомов в молекуле OnF2 (n = 2-6).

Энергия ионизации молекулы О2 довольно значительная (12,08 эВ). Однако при взаимодействии О2 с сильнейшим окислителем PtF6 образуется солеподобное вещество О2+[PtF6]-:

О2 + [PtF6] = О2+[PtF6]-,

в котором роль катиона играет молекулярный ион О2+ (диоксигенил).

Гексафтороплатинат (V) диоксигенила О2[PtF6] - парамагнитное вещество красного цвета, плавится с разложением при 219 °С. Синтез этого соединения канадским ученым Н. Бартлетом в 1962 г. послужил толчком к синтезу соединений ксенона, энергия ионизации которого близка к таковой молекулы кислорода.

Синтез диоксигенильных солей можно осуществлять нагреванием (при 150-500 °С) смеси кислорода, фтора и порошка соответствующего металла:

О2 + 3F2 + M = O2+[MF6],

где М - As, Sb, Bi, Nb, Pt, Au, Ru, Rh.

В воде эти соединения разлагаются, выделяя кислород:

2ClO4F + H2O = 2HClO4 + 2HF + O2.

Производные с положительной степенью окисления кислорода являются сильнейшими окислителями. Их можно использовать как эффективные окислители ракетного топлива.

Соединения кислорода (+4)

В качестве производного, в котором кислород проявляет степень окисления +4, можно рассматривать аллотропную модификацию кислорода - озон О3:

+4 -2

(ОО2).

Молекула О3 диамагнитна, имеет угловое строение и обладает некоторой полярностью. Длина связи (0,128 нм) является промежуточной между длиной одинарной связи (0,149 нм) и двойной (0,1207 нм). Поэтому можно считать, что в молекуле О3 порядок связи 1,5 и строение молекулы О3 изобразить следующей структурной формулой:

Озон (от др. греч. - пахну). При нормальных условиях - голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы. При низких концентрациях он нетоксичен, но при концентрациях свыше 100 миллионных долей становится токсичным. Образуется О3 в стратосфере в результате физико-химических реакций под действием ультрафиолетового излучения или разрядов атмосферного электричества (грозы). Его общая масса невелика и при нормальном давлении составила бы слой мощностью 1,7-4 мм, но даже такой слой способен задерживать губительную коротковолновую радиацию Солнца. Возник озоновый экран в начале Палеозоя 600 млн. лет назад.

Озон - эндотермичное и очень неустойчивое соединение. При высоких концентрациях он взрывоопасен, способен реагировать с алкенами, расщепляя их двойные связи в процессе озонолиза. При этом образуются органические соединения, которые называются озонидами.

История открытия.

Впервые озон обнаружил в 1785 г. голландский физик М. ван Марум по характерному запаху и окислительным свойствам, которые приобретает воздух после пропускания через него электрических искр, а также по способности действовать на ртуть при обыкновенной температуре, вследствие чего она теряет свой блеск и начинает прилипать к стеклу. Однако как новое вещество он описан не был, ван Марум считал, что образуется особая «электрическая материя». В 1785 г. голландский физик Ван Марум, проводя опыты с электричеством, обратил внимание на запах при образовании искр в электрической машине и на окислительные способности воздуха после пропускания через него электрических искр.

Термин озон был предложен немецким химиком X. Ф. Шёнбейном в 1840 г. за его пахучесть, вошёл в словари в конце XIX века. В 1840 г. немецкий ученый Шейнбейн занимаясь электролизом воды, пытался с помощью электрической дуги разложить её на кислород и водород. И тогда он обнаружил, что образовался новый, до этого не известный науке газ со специфическим запахом. Имя «озон» было присвоено газу Шейнбейном из-за характерного запаха и происходит от греческого слова «озиен», что значит «пахнуть».

В 1840 г. Шёнбейн показал способность озона вытеснять йод из йодида калия:

О3 + H2O + 2KI = O2 + 2KOH + I2.

Факт уменьшения объёма газа при превращении кислорода в озон экспериментально доказали Эндрюс и Тэт при помощи стеклянной трубки с манометром, наполненной чистым кислородом, со впаянными в неё платиновыми проволoками для получения электрического разряда.

В 1896 г. изобретатель Никола Тесла запатентовал первый генератор озона.

В 1857 г. с помощью созданной Вернером фон Сименсом «совершенной трубки магнитной индукции» удалось построить первую техническую озоновую установку. В 1901 г. фирмой «Сименс» построена первая гидростанция с озонаторной установкой в Висбанде.

Исторически применение озона началось с установок по подготовке питьевой воды, когда в 1898 г. в городе Сан Мор (Франция) прошли испытания первой опытной промышленной установки. Уже в 1907 году был построен первый завод по озонированию воды в городе Бон Вуаяж (Франция) для нужд города Ниццы. В 1911 г. была пущена в эксплуатацию станция озонирования питьевой воды в Санкт-Петербурге (в настоящее время не действует). В 1916 г. действовало уже 49 установок по озонированию питьевой воды.

К 1977 г. во всем мире действует уже более 1000 установок. Широкое же распространение озон получил только в течение последних 30 лет, благодаря появлению надежных и компактных аппаратов для его синтеза - озонаторов (генераторов озона). В настоящее время 95% питьевой воды в Европе проходит озонную подготовку. В США идет процесс перевода с хлорирования на озонирование. В России действуют несколько крупных станций (в Москве, Санкт-Петербурге, Нижнем Новгороде и других городах).

Физические свойства

Плотность газа при нормальных условиях составляет 2,1445 г/дмі. Относительная плотность газа по кислороду 1,5; по воздуху - 1,62 (1,658).

Плотность жидкости при ?183 °C составляет 1,71 г/смі. Температура кипения ?111,9 °C. Жидкий озон имеет тёмно-фиолетовый цвет.

Температура плавления ?197,2 ± 0,2 °С. В твёрдом состоянии представляет собой чёрного цвета с фиолетовым отблеском.

Растворимость в воде при 0 °С составляет 0,394 кг/мі (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом.

В газообразном состоянии озон диамагнитен, в жидком - слабо парамагнитен. Имеет резкий, специфический «металлический» (по Менделееву - «запах раков»). При больших концентрациях напоминает запах хлора. Запах ощутим даже при разбавлении 1:100000.

Химические свойства

Озон - вещество эндотермическое, но в отсутствие катализаторов или без ультрафиолетового облучения газообразный озон разлагается довольно медленно даже при 250 °С. Жидкий озон и его концентрированные смеси (70 % О3) взрывоопасны.

Для озона характерна чрезвычайно высокая реакционная способность. Озон - один из сильнейших окислителей и уступает в этом отношении только фтору и фториду кислорода OF2. Действующее начало озона как окислителя - атомарный кислород, который образуется при распаде молекулы озона. Поэтому, выступая в качестве окислителя, молекула озона, как правило, «использует» только один атом кислорода, а два других выделяются в виде свободного кислорода, например:

2KI + O3 + H2O > I2 + 2KOH + O2.

При обычных условиях он окисляет многие малоактивные простые вещества (Ag, Hg и прочие):

8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2.

Так же происходит окисление многих других соединений. Однако бывают и исключения, когда молекула озона использует для окисления все три имеющиеся у нее атома кислорода, например,

3SO2 + O3 > 3SO3,

Na2S + O3 > Na2SO3.

Очень важное отличие озона от кислорода в том, что озон проявляет окислительные свойства уже при комнатной температуре. Например, PbS и Pb(OH)2 в обычных условиях не реагируют с кислородом, тогда как в присутствии озона сульфид превращается в PbSO4, а гидроксид - в PbO2. Если в сосуд с озоном налить концентрированный раствор аммиака, появится белый дым - это озон окислил аммиак с образованием нитрита аммония NH4NO2. Особенно характерна для озона способность «чернить» серебряные изделия с образованием Ag2O. Присоединив один электрон и превратившись в отрицательный ион О3-, молекула озона становится более стабильной. Содержащие такие анионы «озонокислые соли» или озониды были известны давно: их образуют все щелочные металлы, кроме лития, причем устойчивость озонидов растет от натрия к цезию. Известны и некоторые озониды щелочноземельных металлов, например, Са(О3)2. Если направить на поверхность твердой сухой щелочи струю газообразного озона, то образуется оранжево-красная корка, содержащая озониды, например,

4KОН + 4О3 > 4KО3 + О2 + 2Н2О.

Озониды - это соединения, состоящие из положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов О3- Наличие в ионе О3- непарного электрона обусловливает парамагнетизм и наличие окраски у озонидов. Обычно они окрашены в красный цвет.

Твердая щелочь эффективно связывает воду, что предохраняет озонид от немедленного гидролиза. Однако при избытке воды озониды бурно разлагаются:

4KО3+ 2Н2О > 4KОН + 5О2.

Разложение идет и при хранении:

2KО3 > 2KО2 + О2.

Озониды хорошо растворимы в жидком аммиаке, что позволило выделить их в чистом виде и изучить их свойства. Органические вещества, с которыми озон соприкасается, он обычно разрушает. Так, озон, в отличие от хлора, способен расщеплять бензольное кольцо. При работе с озоном нельзя использовать резиновые трубки и шланги - они моментально разрушатся. Реакции озона с органическими соединениями идут с выделением большого количества энергии. Например, эфир, спирт, вата, смоченная скипидаром, метан и многие другие вещества самовоспламеняются при соприкосновении с озонированным воздухом, а смешение озона с этиленом приводит к сильному взрыву.

О более химической активности О3, чем О2, свидетельствует сравнение их стандартных электродных потенциалов для водных растворов, например:

О3(г) + Н2О(ж) + 2е- = О2(г) + 2ОН-(р), Е°298 = 1,24 В,

О2(г) + 2Н2О(ж) + 4е- = 4ОН-(р), Е°298 = 0,401 В.

Для количественного определения озона можно использовать реакцию его взаимодействия с раствором KI:

2I- + O3 + H2O = I2(крист.) + 2OH- + O2.

Получение озона

Озон образуется в процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода (радиолиз воды, разложение пероксидов и др.), а также при действии на молекулярный кислород потока электронов, протонов, коротковолнового излучения, т.е. за счет радиохимических и фотохимических реакций. Цепную реакцию образования озона из кислорода можно представить схемой:

О2 + hv > O2*,

O2* + О2 = О3 + О,

О + О2 = О3;

3О2 = 2О3, ДG0298 = 325 кДж.

В естественных условиях озон образуется из атмосферного кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 10-30 км - под действием ультрафиолетовых солнечных лучей. Озон задерживает вредное для жизни ультрафиолетовое излучение Солнца и поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствуя ее охлаждению. Следовательно, «озоновый экран» играет большую роль в обеспечении жизни на Земле.

Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п.

В промышленности

В промышленности озон получают из воздуха или кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и потому их несложно разделить. Озон для озонотерапии в медицине получают только из чистого кислорода. При облучении воздуха жёстким ультрафиолетовым излучением образуется озон. Тот же процесс протекает в верхних слоях атмосферы, где под действием солнечного излучения образуется и поддерживается озоновый слой.

В лаборатории

В лаборатории озон можно получить взаимодействием охлажденной концентрированной серной кислоты с пероксидом бария:

3H2SO4 + 3BaO2 = 3BaSO4 + O3 + 3H2O.

Биологические свойства озона

Высокая окислительная способность озона и образование во многих реакциях с его участием свободных радикалов кислорода определяют его высокую токсичность. Воздействие озона на организм может приводить к преждевременной смерти.

Наиболее опасное воздействие:

- на органы дыхания прямым раздражением и повреждением тканей;

- на холестерин в крови человека с образованием нерастворимых форм, приводящим к атеросклерозу;

- на органы размножения у самцов всех видов животных, в том числе и человека (вдыхание этого газа убивает мужские половые клетки и препятствует их образованию). При долгом нахождении в среде с повышенной концентрацией этот газ может стать причиной мужского бесплодия.

Озон отнесён к первому, самому высокому классу опасности вредных веществ.

Нормативы по озону:

- максимальная разовая предельно допустимая концентрация (ПДК м.р.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,16 мг/мі;

- среднесуточная предельно допустимая концентрация (ПДК с.с.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,03 мг/мі;

- предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/мі.

При этом, порог человеческого обоняния приближённо равен 0,01 мг/мі.

Озон эффективно убивает плесень и бактерии.

Применение озона

Применение озона обусловлено его сильными окислительными свойствами. Он применяется для стерилизации изделий медицинского назначения, при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике, для отбеливания бумаги, для очистки масел, для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование), для дезинфекции помещений и одежды, для озонирования растворов, применяемых в медицине (как для внутривенного, так и для контактного применения).

Одним из существенных достоинств озонирования, по сравнению с хлорированием, является отсутствие токсинов после обработки, тогда как при хлорировании возможно образование существенного количества токсинов и ядов, например, диоксина.

Как отмечается, здоровье человека значительно улучшается при лечении озоном (наружно, перорально, внутривенно и экстракорпорально), однако ни одно объективное клиническое исследование не подтвердило сколько-нибудь выраженный терапевтический эффект. Более того, при использовании озона в качестве лекарственного средства (особенно при непосредственном воздействии на кровь пациента) доказанный риск его мутагенного, канцерогенного и токсического воздействия перевешивает любые теоретически возможные положительные эффекты. Поэтому практически во всех странах озонотерапия не признаётся лекарственным методом, а её применение в частных клиниках возможно исключительно с информированного согласия пациента.

Многие фирмы начали выпуск так называемых бытовых озонаторов, предназначенных также для дезинфекции помещений (подвалов, комнат после вирусных заболеваний, складов, заражённых бактериями и грибками вещей), зачастую умалчивая о мерах предосторожности столь необходимых при применении данной техники.

Применение жидкого озона

Давно рассматривается применение озона в качестве высокоэнергетического и вместе с тем экологически чистого окислителя в ракетной технике. Общая химическая энергия, освобождающаяся при реакции сгорания с участием озона, больше, чем для простого кислорода, примерно на одну четверть (719 ккал/кг). Больше будет, соответственно, и удельный импульс. У жидкого озона больший удельный вес, чем у жидкого кислорода (1,35 и 1,14 соответственно), а его температура кипения выше (-112 °С и -183 °С соответственно), поэтому в этом отношении преимущество в качестве окислителя в ракетной технике больше у жидкого озона. Однако препятствием является химическая неустойчивость и взрывоопасность жидкого озона. При взрыве возникает движущаяся с огромной скоростью - по некоторым данным более 200 км/сек - детонационная волна и развивается разрушающее детонационное давление более 4000 атм, что делает применение жидкого озона невозможным при нынешнем уровне техники.

Применение кислорода

Кислород применяется в следующих процессах:

- производство чугуна и стали (удаление избытка углерода);

- конвертерное производство стали;

- электросталеплавильное производство;

- кислородное дутье в доменных печах;

- производство ферросплавов;

- выплавка никеля, цинка, свинца, циркония и других цветных металлов;

- интенсификация процессов обжига сырья в цветной металлургии;

- прямое восстановление железа.

Кроме того, кислород широко используется для газопламенной резки и сварки металлов. Жидкий кислород применяется в качестве окислителя для ракетного топлива. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона - один из самых мощных окислителей ракетного топлива.

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления (для сжатых или сжиженных газов) голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости - кислородные подушки. Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Достоинством кислородного ингалятора является наличие конденсатора-увлажнителя газовой смеси, использующего влагу выдыхаемого воздуха. Для расчета оставшегося в баллоне количества кислорода в литрах обычно величину давления в баллоне в атмосферах (по манометру редуктора) умножают на величину ёмкости баллона в литрах. Например, в баллоне вместимостью 2 литра манометр показывает давление кислорода 100 атм. Объём кислорода в этом случае равен 100 Ч 2 = 200 литров.

В медицинской практике кислород применяют для вдыхания при болезненных состояниях, сопровождающихся кислородной недостаточностью (гипоксией), заболеваниях дыхательных путей, сердечно-сосудистой системы, отравлениях оксидом углерода (II) СО, синильной кислотой HCN, а также при заболеваниях с нарушениями функций дыхания.

Широко используется в клинической практике гипербарическая оксигенация - применение кислорода под повышенным давлением. Установлено, что гипербарическая оксигенация значительно улучшает кислородное насыщение тканей, гемодинамику, защищает головной мозг от гипоксии. Этот метод лечения с высокой эффективностью применяют в кардиологии, реанимации, неврологии, хирургии и других областях медицины. Для общего улучшения обменных процессов при лечении сердечно-сосудистых заболеваний в желудок вводят кислородную пену в виде так называемого кислородного коктейля.

В настоящее время большое внимание уделяется получению оксигенильных комплексов переходных металлов, которые могли бы выполнять функции, сходные с функциями соответствующих бионеорганических комплексных соединений. Состав внутренней координационной сферы этих комплексов аналогичен природным активным центрам. В частности, перспективными по способности обратимо присоединять и отдавать элементный кислород являются комплексы кобальта с аминокислотами и некоторыми другими лигандами. Эти соединения в известной степени можно рассматривать как заменители гемоглобина. В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E 948, как пропеллент и упаковочный газ. В промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных химических синтезах.

Используется кислород в тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных коктейлей для животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.