Кислород

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение » HimEge.ru

Кислород О имеет атомный номер 8, расположен в главной подгруппе (подгруппе а) VI группе, во втором периоде. В атомах кислорода валентные электроны размещаются на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s— и p-орбитали.

Это исключает возможность перехода атомов О в возбуждённое состояние, поэтому кислород во всех соединениях проявляет постоянную валентность, равную II. Имея высокую электроотрицательность, атомы кислорода всегда в соединениях заряжены отрицательно (с.о. = -2 или -1).

Исключение – фториды OF2 и O2F2.

Для кислорода известны степени окисления -2, -1, +1, +2

Общая характеристика элемента

Кислород – самый распространенный элемент на Земле, на его долю приходится чуть меньше половины, 49 % от общей массы земной коры. Природный кислород состоит из 3 стабильных изотопов 16О, 17О и 18О (преобладает 16О).

Кислород входит в состав атмосферы (20,9 % по объему, 23,2 по массе), в состав воды и более 1400 минералов: кремнезема, силикатов и алюмосиликатов, мраморов, базальтов, гематита и других минералов и горных пород. Кислород составляет 50-85% массы тканей растений и животных, т.

к содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы. Общеизвестна роль кислорода для дыхания, для процессов окисления.

Открыт шведом К. Шееле ( 1771 – 1772 г.г) и англичанином Дж. Пристли ( 1774г.). Первый использовал нагревание селитры, второй – оксида ртути (+2). Название дал А.Лавуазье («оксигениум» — «рождающий кислоты»).

В свободном виде существует в двух аллотропных модификациях – «обыкновенного» кислорода О2 и озона О3.

Строение молекулы озона

3О2 = 2О3 – 285 кДжОзон в стратосфере образует тонкий слой, который поглощает большую часть биологически вредного ультрафиолетового излучения.

При хранении озон самопроизвольно превращается в кислород. Химически кислород О2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.

Физические свойства кислорода

O2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.

Жидкий O2 голубого, твердый – синего цвета. O2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).

Получение кислорода

1.      Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:

2Н2О → 2Н2 + О2

2.  В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na2SO4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO4:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑,

Бертолетовой соли  KClO3:
2KClO3 = 2KCl + 3O2↑      (катализатор MnO2)

Оксида марганца (+4) MnO2:
4MnO2 = 2Mn2O3 + O2↑      (700 oC),

3MnO2 = 2Mn3O4 + O2↑      (1000 oC),

Пероксид бария BaO2 :
2BaO2 = 2BaO + O2↑

3. Разложением пероксида водорода:
2H2O2 = H2O + O2↑           (катализатор MnO2)

4. Разложение нитратов:
2KNO3 → 2KNO2 + O2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K2O2 и K2O4:
2K2O4 + 2H2O = 4KOH +3O2↑
4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O

Суммарно:
2K2O4 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3О2 ↑

Когда используют K2O2, то суммарная реакция выглядит так:
2K2O2 + 2CO2 = 2K2CO3 + O2 ↑

Если смешать K2O2 и K2O4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного  СО2  выделится один моль О2.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение.  Горение — быстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света. Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку.

В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей.

Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода 2s2 2p4  находится 6 электронов. Следовательно, до октета недостает двух электронов, которые кислород стремится принять с электронных оболочек других элементов, вступая с ними в реакции в качестве окислителя.

Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга.

Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет отрицательную степень окисления.

Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.

Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

4Li + O2 → 2Li2O,

2K + O2 → K2O2,

2Ca + O2 → 2CaO,

2Na + O2 → Na2O2,

2K + 2O2 → K2O4

Мелкий порошок железа ( так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe2O3, а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe + 2O2 → Fe3O4

2Mg + O2 → 2MgO

2Cu + O2  → 2CuO

С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

S + O2 → SO2,

C + O2 → CO2,

2H2 + O2 → H2O,

4P + 5O2 → 2P2O5,

Si + O2 → SiO2, и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O2 экзотермичны, за редким исключением, например:

N2 + O2 → 2NO – Q

Эта реакция протекает при температуре выше 1200 oC или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O   (избыток кислорода),

2H2S + O2 → 2S + 2H2O   (недостаток кислорода),

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O   (без катализатора),

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O   (в присутствии катализатора Pt ),

CH4 (метан) + 2O2 → CO2 + 2H2O,

4FeS2 (пирит) + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O2+, например, O2+ [PtF6]— (успешный синтез этого соединения  побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон химически более активен, чем кислород O2. Так, озон окисляет иодид — ионы I—  в растворе  Kl:

O3 + 2Kl + H2O = I2 + O2 + 2KOH

Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца.

Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли. Наблюдаются значительные колебания в толщине и протяженности этого слоя с течением времени (так называемые озоновые дыры) причины таких колебаний пока не выяснены.

Применение кислорода O2: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.

Применение озона О3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

Биологическая роль р-элементов VIA группы. Применение их соединений в медицине

КИСЛОРОД

КИСЛОРОД (Oxygenium; O) — химический элемент VI группы периодической системы Д. И. Менделеева; важнейший биогенный химический элемент, обеспечивает дыхание всех живых организмов на Земле. В мед. практике обогащенные К.

газовые смеси применяют для вдыхания при состояниях, сопровождающихся кислородной недостаточностью: при заболеваниях дыхательных путей (пневмония, отек легких и др.), сердечно-сосудистой системы (декомпенсация сердечной деятельности, коронарная недостаточность, коллапс и др.

), при хирургических операциях, проходящих в условиях гипербарической оксигенации, при шоке, при отравлениях окисью углерода, синильной к-той, хлором, фосгеном, при травмах и поражениях, сопровождающихся нарушением функции дыхания и окислительных процессов.

В анестезиологии К. широко используют в смеси со средствами для ингаляционного наркоза, а также назначают в послеоперационном периоде. К. необходим для обеспечения жизнедеятельности человека в космических и подводных кораблях, в авиации, в условиях высокогорья, при проведении подводных работ и т. д. К.

эффективен при лечении гельминтозов: аскаридоза и трихоцефалеза. К. обладает антисептическими свойствами, он используется для лечения анаэробной инфекции. Однако длительное дыхание чистым К.

, особенно если его давление превышает 1 атм, вызывает воспаление слизистых оболочек дыхательных путей и другие патол, изменения в организме.

К. применяется для автогенной сварки и резки металлов, для получения азотной к-ты из азота воздуха, для интенсификации процессов выплавки чугуна и стали. Жидкий К. или жидкий воздух, обогащенный К., в смеси с горючими веществами используются как взрывчатые вещества.

Открытие К. приписывают англ. ученому Пристли (J. Priestley), получившему его в 1774 г. при прокаливании окиси ртути, и швед, химику Шееле (С. W. Scheele), который получил кислород из окиси ртути, селитры, сурика, двуокиси марганца и азотной к-ты в 1771 г., т. е. ранее Пристли, но опубликовал свои исследования в 1777 г. А. Лавуазье в конце 18 в.

, подтвердив наблюдения Шееле и Пристли, установил элементарную природу К. и то, что он является составной частью воздуха, а также его значение в процессах дыхания и горения. С открытием К. связаны крупные события в развитии естествознания, такие, напр.

, как крушение флогистонной теории, создание кислородной теории горения, установление сущности процесса дыхания и др.

Порядковый номер К. — 8, ат. вес 15,9994. Атом К. имеет ядро с зарядом +8 и электронными орбитами 1S2 2S2 2р4. В соединениях К. проявляет постоянную валентность, равную 2.

К.— наиболее распространенный элемент в доступной непосредственному исследованию части Земли. Он составляет 49,13% по весу (массе) или 52,3 ат. % земной коры. В свободном состоянии К.

составляет 88,8% воды, входит в состав большинства минералов и многих органических веществ и является непременной составной частью всех организмов (в организме человека содержится ок. 65% К.). Распространен К. и за пределами нашей планеты.

Он обнаружен в составе вещества туманностей и новых звезд. В атмосферах желтых звезд, в т. ч. и Солнца, содержание К. постоянно и составляет ок. 23%. В атмосфере Марса К. значительно меньше, чем в атмосфере Земли, а в каменных метеоритах содержится ок. 36,3% К.

В технике К. получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха. Содержащий ок. 1% примесей инертных газов и азота К. накачивают в стальные цилиндры под давлением ок. 150 атм, в которых он и поставляется потребителям. Значительные количества К. получают также электролизом воды. В Лабораториях К.

получают обычно или нагреванием бертолетовой соли в присутствии двуокиси марганца (1/3 по массе), являющейся катализатором: 2KClO3 = =2KCl + 3O2; или приливанием р-ра перманганата калия к р-ру перекиси водорода: 2KMnO4 + 3H2O2 = 3O2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O.

Последний метод очень удобен для получения точно рассчитанных количеств К.

Количественное определение К. в газовых смесях производят обычно путем поглощения К. щелочным р-ром пирогаллола; в органических соединениях — по разности между массой вещества и суммой масс других элементов, входящих в состав анализируемого вещества.

Известны три аллотропические модификации К.: активный (атомарный) — О, обыкновенный — O2 и озон (см.) — O3. Обыкновенный К. представляет собой бесцветный газ без запаха и вкуса; жидкий К. имеет бледно-голубой цвет и обладает магнитными свойствами; твердый К, окрашен в темно-синий цвет и существует в трех кристаллических модификациях.

Ниже приведены важнейшие физ. константы К.

Вес 1 л при 0°, давлении 760 мм рт. ст. на широте 45° — 1,42895 г

Мольный объем при 0° и 760 мм рт. ст — 22,3947 л

Плотность по воздуху — 1,1053

Плотность жидкого К. при t°кип — 1,118

Плотность твердого К. при -252° — 1,426

t°кип — 183,00°

t° затвердевания — -218,8°

Критическая температура — —118,9°

Критическое давление — 49,7 атм

Критическая плотность — 0,430

Растворимость в 100 объемах воды:

при 0° — 4,91 объема

при 20° — 3,11 объема

при 100° — 1,70 объема

К. реагирует со всеми хим. элементами, кроме гелия, неона и аргона, образуя нормальные оксиды и пероксиды. В молекулах нормальных оксидов атомы К. связаны всеми своими валентностями с атомами данного элемента, напр.:

и т. п. С гемоглобином (см.) и другими дыхательными пигментами (см.) К. образует непрочные соединения, возникновение и распад которых в живом организме обеспечивают транспорт К.; восстановление К. лежит в основе процесса дыхания.

К. воздуха играет исключительную роль в процессах горения и медленного окисления. Обычное горение представляет собой быстрое окисление горючего вещества К.

, сопровождаемое столь значительным выделением тепла, что продукты горения, накаливаясь, испускают свет. В чистом К. горение происходит более энергично, чем в воздухе,— тлеющая лучинка, помещенная в чистый К.

, ярко вспыхивает и горит очень интенсивно (качественная проба на К.).

К процессам медленного окисления при участии К.

воздуха относятся: 1) ржавление (коррозия) металлов; 2) окисление многих минералов при их выветривании; 3) окисление высыхающих масел с образованием твердых смол; 4) гниение и тление остатков растений и животных, в результате которых уничтожаются многие вредные для здоровья человека и животных вещества; 5) дыхание человека, животных и растений, при к-ром потребляется К., идущий на окисление хим. составных частей клеток и тканей организма, вследствие чего освобождается энергия, необходимая для жизнедеятельности организма (см. Окисление биологическое). Конечными продуктами дыхания, как и горения органических веществ, являются углекислый газ и вода. Это дало повод А. Лавуазье рассматривать дыхание как медленное горение. Взрослый человек потребляет в течение суток в среднем 420 л (640 г) К. и выдыхает 420 л (880 г) углекислого газа (см. Газообмен, Дыхание).

Убыль К. в природе вследствие многочисленных процессов окисления восполняется зелеными растениями, поглощающими из воздуха углекислый газ и освобождающими из него при участии хлорофилла свободный К. (см. Фотосинтез). В результате такого круговорота К. содержание его в воздухе остается практически неизменным.

См. также Воздух.

Радиоактивный кислород

Природный К. состоит из трех стабильных изотопов: 16O (99,759%), 17O (0,037%) и 18O (0,204%). Известны также 5 его радиоактивных изотопов. Все они ультракороткоживущие, имеют весьма мальве периоды полураспада: 13O — ок. 0,008 сек., 14O — 76,5 сек., 15O — 123 сек., 19O — 29,1 сек. и 20O — 14 сек.

В мед. исследованиях нашел применение изотоп 15O. Он распадается с испусканием позитронов с энергией Еβ+ = 1,7376 МэВ (99,90%) и аннигиляционного гамма-излучения с Еγ = 0,511 МэВ (199,80%), а также путем электронного захвата (0,10%).

Изотоп 16О получают на ускорителях заряженных частиц, облучая мишени из азота протонами или дейтронами, реже — мишени из углерода и кислорода альфа-частицами. Наиболее распространен способ получения этого радионуклида с помощью циклотрона по ядерной реакции 14N (d, n) —> 15O (см. Изотопы).

Газообразный азот пропускают через специальную мишень — сосуд с тонким магниевым окном для впуска бомбардирующих частиц.

Далее, используя различные экспресс-методы, с помощью автоматизированной аппаратуры получают также простейшие меченные кислородом-15 хим. соединения (C15O, С15O2, H215O), которые, как и исходный 15O2 или 15OO, применяют для мед. диагностических исследований.

С помощью соединений, содержащих 15O, проводят исследования функции легких, в частности вентиляции легких, изучают скорость кровотока, процесс поглощения кислорода, его метаболизм в сердечной мышце и головном мозге.

Эти исследования обычно проводят за 4—8 вдохов кислорода, окиси или двуокиси углерода, имеющих начальную объемную удельную активность (или радиоактивную концентрацию) по 15O 5—7 мКи/л.

В этом случае лучевая нагрузка при одноразовом вдохе (отнесенная к радиоактивной концентрации в 1 мКи/л) для легких составляет 8—16 миллирад, для крови 2—6 миллирад, для гонад 0,6—3,6 миллирад.

Радиоизотопы К. обладают малой радиотоксичностью. Детектирование и измерение активности препаратов, содержащих 15O, производят по его гамма-излучению. Для радиодиагностических исследований применяют так наз. позитронные камеры.

См. также Радиоизотопные исследования.

Медицинский кислород

Обычно мед. К. применяют в смеси с воздухом в концентрации 20—80% . Применяемая по специальным показаниям для ингаляции смесь К. (95%) с углекислым газом (5%) носит название карбоген.

Выпускают мед. К. в стальных цельнотянутых баллонах, окрашенных в синий цвет. Хранят в прохладном месте. Арматура, прокладки, трубопроводы, контактирующие со сжатым К., не должны иметь следов жиров и масел, т. к. быстрое окисление жиров и масел, протекающее экзотермически, может повести к возгоранию и взрыву. В аптеках К. отпускают в специальных кислородных подушках.

См. также Кислородная терапия, Кислородно-дыхательная аппаратура.

Библиография Жиронкин А. Г. Кислород, Физиологическое и токсическое действие, Л., 1972, библиогр.; Машковский М. Д. Лекарственные средства, ч. 2, с. 71, М., 1977; P e м и Г. Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1972;Чугаев Л. А.

Открытие кислорода и теория горения в связи с философскими учениями древнего мира, Пг., 1919; Matthews С. М. E. а. о. Radioactive gases, в кн.: Radioactive pharmaceuticals, ed. by A. Andrews a. o., p. 567, Oak Ridge, 1966, bibliogr.; Oxygen transport to tissue- II, ed. by J.

Grote a. D. Reneau, N. Y., 1976.

В. П. Мишин; В. В. Бочкарев (рад.), В. В. Чурюканов (фарм.).

Кислород: физические и химические свойства

Пожалуй, среди всех известных химических элементов, именно кислород занимает ведущее значение, ведь без него попросту было бы невозможным возникновение жизни на нашей планете. Кислород – самый распространенный химический элемент на Земле, на его долю приходится 49% от общей массы земной коры.

Также он входит в состав земной атмосферы, состав воды и состав более 1400 различных минералов, таких как базальт, мрамор, силикат, кремнезем и т. д. Примерно 50-80% общей массы тканей, как животных, так и растений состоит из кислорода. И, разумеется, общеизвестна его роль для дыхания всего живого.

История открытия кислорода

Люди далеко не сразу постигли природу кислорода, хотя первые догадки о том, что в основе воздуха лежит некий химический элемент, появились еще в VIII веке. Однако в то далекое время не было ни подходящих технических инструментов для его изучения, ни возможности доказать существования кислорода, как газа, отвечающего в том числе за процессы горения.

Открытие кислорода состоялось лишь спустя тысячелетие, в ХVIII веке, благодаря совместной работе нескольких ученых.

• В 1771 шведский химик Карл Шееле опытным путем исследовал состав воздуха, и определил, что воздух состоит из двух основных газов: одним из этих газов был азот, а вторым, собственно кислород, правда на то время само название «кислород» еще не появилось в науке.
• В 1775 году французский ученый А. Лувазье дал название открытому Шееле газу – кислород, он же оксиген в латыни, само слово «оксиген» означает «рождающий кислоты».
• За год до официальных «именин кислорода», в 1774 году английский химик Пристли путем разложение ртутного оксида впервые получает чистый кислород. Его опыты подкрепляют открытие Шееле. К слову сам Шееле также пытался получить кислород в чистом виде путем нагревания селитры, но у него не получилось.
• Более чем через столетия в 1898 году английский физик Джозеф Томпсон впервые заставил общественность задуматься, о том, что запасы кислорода могут закончиться вследствие интенсивных выбросов углекислого газа в атмосферу.
• В этом же году русский биолог Климент Тимирязев, исследователь фотосинтеза, открывает свойство растений выделять кислород.

Хотя растения и выделяют кислород в атмосферу, но проблема поставленная Томпсоном о возможной нехватки кислорода в будущем, остается актуальной и в наше время, особенно в связи с интенсивной вырубкой лесов (поставщиков кислорода), загрязнением окружающей среды, сжиганием отходов и прочая. Больше об этом мы писали в прошлой статье об экологических проблемах современности.

Значение кислорода в природе

Именно наличие кислорода, в сочетании с водой привело к тому, что на нашей планете стало возможным возникновение жизни.

Как мы заметили выше, основными поставщиками этого уникального газа являются различные растения, в том числе наибольшее количество выделяемого кислорода приходится на подводные водоросли. Выделяют кислород и некоторые виды бактерий.

Кислород в верхних слоях атмосферы образует озоновый шар, который защищает всех жителей Земли от вредного ультрафиолетового солнечного излучения.

Строение молекулы кислорода

Молекула кислорода состоит из двух атомов, химическая формула имеет вид О2.

Как образуется молекула кислорода? Механизм ее образования ковалентный неполярный, другими словами за счет обобществления электроном каждого атома.

Связь между молекулами кислорода также ковалентная и неполярная, при этом она двойная, ведь у каждого из атомов кислорода есть по два неспаренных электрона на внешнем уровне.

Так выглядит молекула кислорода, благодаря своим характеристикам она весьма устойчива. Для многих химических реакций с ее участием нужны специальные условия: нагревание, повышенное давление, применение катализаторов.

Использование кислорода в промышленности

В промышленности кислород активно применяется в таких сферах как:

• Металлургия (при сварке и вырезке металлов).
• Медицина.
• Сельское хозяйство.
• Как ракетное топливо.
• Для очищения и обеззараживания воды.
• Синтеза некоторых химических соединений, включая взрывчатые вещества.

Кислород, видео

И в завершение образовательное видео про кислород.

Кислород химический элемент

По мнению людей религиозных, вездесущим, всемогущим и в то же время невидимым может быть только бог.

В действительности же все эти три эпитета вполне можно отнести к химическому элементу с атомным номером 8 — кислороду.

Кислород — вездесущ: из него в значительной степени состоят не только воздух, вода и земля, но и мы с вами, наши еда, питье, одежда; в подавляющем большинстве окружающих нас веществ есть кислород.

Могущество кислорода проявляется уже в том, что мы им дышим, а ведь дыхание это синоним жизни. «Dum spiro — spero»: пока дышу, — надеюсь… Это Овидий. И еще кислород можно считать всемогущим потому, что могучая стихия огня, как правило, сильно зависит от нашего кандидата в вездесущие и всемогущие.

Что касается третьего эпитета — «невидимый», то здесь, вероятно, нет нужды в доказательствах. При обычных условиях элементный кислород не только бесцветен и потому невидим, но и не воспринимаем, не ощутим никакими органами чувств. Правда, недостаток, а тем более отсутствие кислорода мы ощутили бы моментально.

Опасаясь быть заподозренным в ереси и поповщине одновременно, автор вынужден признаться: идею сравнить кислород с господом богом он придумал не сам, а заимствовал ее у одного из персонажей поэмы Алексея Константиновича Толстого «Поток-богатырь». Там есть строки о некоем аптекаре, который «пред толпою ученье проводит, что мол нету души, а одна только плоть, и что если и впрямь существует господь, то он только есть вид кислорода».

Итак, кислород — элемент с атомным номером 8, «газ дыхания и горения», самый распространенный на Земле элемент.

Троекратное открытие кислорода

То, что кислород невидим, безвкусен, лишен запаха, газообразен при обычных условиях, надолго задержало его открытие. Многие ученые прошлого догадывались, что существует вещество со свойствами, которые, как мы теперь знаем, присущи кислороду.

Изобретатель подводной лодки К. Дреббель еще в начале XVII в. 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 в. — швед Карл Вильгельм Шееле и англичанин Джозеф Пристли. Шееле получил кислород раньше, но его трактат «О воздухе и огне», содержавший информацию о кислороде, был опубликован позже, чем сообщение об открытии Пристли.

Позже Фридрих Энгельс напишет об этом: «Оба они так и не узнали, что оказалось у них в руках. Элемент, которому суждено было революционизировать химию, пропадал в их руках бесследно… Собственно открывшим кислород поэтому остается Лавуазье, а не те двое, которые только описали кислород, даже не догадываясь, что они описывают».

Великий французский химик Антуан Лоран Лавуазье (тогда еще очень молодой) узнал о кислороде от самого Пристли, Спустя два месяца после открытия «дефлогистонированного воздуха» Пристли приехал в Париж и подробно рассказал о том, как было сделано это открытие и из каких веществ (ртутная и свинцовая окалины) новый «воздух» выделяется.

До встречи с Пристли Лавуазье не знал, что в горении и дыхании принимает участие только часть воздуха. Теперь он по-новому поставил начатые двумя годами раньше исследования горения. Для них характерен скрупулезный количественный подход: все, что можно, взвешивалось или как-либо иначе измерялось.

Лавуазье наблюдал образование красных чешуек «ртутной окалины» и уменьшение объема воздуха при нагревании ртути в запаянной реторте.

В другой реторте, применив высокотемпературный нагрев, он разложил полученные в предыдущем опыте 2,7 г «ртутной окалины» и получил 2,5 г ртути и 8 кубических дюймов того самого газа, о котором рассказывал Пристли.

В первом опыте, в котором часть ртути была превращена в окалину, было «потеряно» как раз 8 кубических дюймов воздуха, а остаток его стал «а-зотом» — не жизненным, не поддерживающим ни дыхания, ни горения.

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.

Это не значит, конечно, что об элементе № 8 современной науке известно абсолютно все.

Об известном и не слишком известном кислороде

Рассказывать в популярной статье о свойствах кислорода — дело в высшей степени неблагодарное. С одной стороны, этот элемент сам по себе слишком популярен и, рассказывая о нем, рискуешь повторять многочисленные учебники. Одна из характерных особенностей кислорода состоит в том, что, наверное, во всех странах этот элемент «проходят» в школе…

Но с другой стороны, для объяснения свойств кислорода иногда приходится забираться в такие научные дебри, лексикон которых крайне трудно «переводится» на общепринятый язык.

Возьмем, к примеру, такое свойство кислорода, как парамагнитность. Именно магнитными свойствами элемент № 8 отличается от всех прочих газообразных (при обычных условиях) элементов.

Кислород — активный окислитель, но есть и другие элементы-окислители, например фтор. Кислород превращается в жидкость при очень низких температурах — но у водорода, гелия, азота точки кипения лежат еще ниже.

А вот другого парамагнетика среди газообразных элементов нет.

Видимое проявление парамагнетизма — способность вещества втягиваться в магнитное поле — объясняется тем, что у молекул парамагнитных веществ есть собственный магнитный момент. Есть он и у молекул кислорода, но откуда он берется?

Внешняя электронная оболочка кислородного атома состоит из шести электронов. Четыре из них — спаренные — объединены в две пары, а два — «холостые». Спаренные электроны отличаются друг от друга лишь спином. Спин — это внутренний момент количества движения частицы, имеющий квантовую природу.

Именно этими «моментами» определяются все магнитные свойства вещества (диамагнетизм, ферромагнетизм, парамагнетизм и т. д.).

Идя путем спортивных аналогий, можно сказать, что спаренный электрон подобен футболисту, который получил на игру установку «не упустить» одного из соперников.

А тот ведет себя в соответствии с установкой своего тренера: следи за опекающим тебя защитником, подключившись в атаку, он, дескать, очень опасен. Оба увлечены «взаимоудержанием» и в каком-то смысле выпадают из игры — футбольной или магнитной.

Зато неспаренный электрон — это «блуждающий форвард», от которого можно ждать чего угодно (правда, как и в спорте, в рамках определенных правил).

Итак, способность молекул кислорода втягиваться в магнитное поле показывает, что они обладают неспаренными электронами. На первый взгляд в этом нет ничего удивительного: давно установлено, что каждый атом кислорода имеет на внешней оболочке два неспаренных электрона. Но могут ли они остаться неспаренными при объединении двух, атомов кислорода в молекулу?

Очевидно, каждая молекула O2 должна образовываться при помощи двух ковалентных связей O=O. Но в этом случае на построение молекулы были бы израсходованы все четыре неспаренных электрона. И тогда у молекулы кислорода не могло бы быть парамагнитных свойств. Но парамагнетизм элемента № 8 — факт, многократно подтвержденный в эксперименте.

Высказывалось предположение, что на образование двухатомной молекулы каждый атом кислорода затрачивает лишь один неспаренный электрон, а другой так и остается «холостым», и эти электроны делают молекулу парамагнитной.

Однако такое объяснение противоречит экспериментальным данным.

Для разрыва одинарных связей в грамм-молекуле кислорода потребовалось бы около 50 ккал; в действительности же приходится тратить в два с лишним раза больше энергии.

Единого мнения на этот счет у ученых до сих пор нет, и многие детали строения молекулы кислорода еще не полностью выяснены. Вполне удовлетворительно, правда, объяснение свойств кислородной молекулы с помощью выдвинутого квантовой химией метода молекулярных орбит. Однако это объяснение слишком сложно, чтобы говорить о нем вскользь в популярной статье.

Теперь о других — более понятных и легче объяснимых свойствах элемента № 8.

Как и положено элементу, занимающему место в правом верхнем углу таблицы Менделеева, кислород обладает ярко выраженными окислительными свойствами.

Наружная электронная оболочка атома кислорода состоит из шести электронов, и к предельно заполненной оболочке (условие максимальной химической устойчивости) атом кислорода может прийти двумя путями: или захватив два «посторонних» электрона, или отдав шесть. Первый путь, естественно, проще, он требует меньших затрат энергии.

Поэтому в реакциях с подавляющим большинством атомов кислород выступает в роли окислителя. Если можно так выразиться, окислительнее кислорода только один элемент — фтор. Лишь в реакциях с фтором окислителем оказывается не элемент № 8, а его партнер.

Для развития активной реакции кислорода с большинством простых и сложных веществ нужно нагревание — чтобы преодолеть потенциальный барьер, препятствующий химическому процессу. Энергетическая «добавка» (энергия активации) в разных реакциях нужна разная.

С фосфором кислород активно реагирует при нагревании последнего до 60, с серой — до 250, с водородом — больше 300, с углеродом (в виде графита) — при 700 — 800°С. Правда, есть вещества, например окись азота, соединения одновалентной меди и, к счастью, гемоглобин крови, способные реагировать с кислородом и при комнатной температуре.

С помощью катализаторов, снижающих энергию активации, могут идти без подогрева и другие процессы, в частности соединение кислорода с водородом.

Обычно же эта реакция идет при повышенных температурах и протекает очень бурно — может даже перейти во взрыв. Такой процесс происходит но схеме разветвленной цепной реакции.

(Теория ценных, реакций создана в результате работы многих ученых и в первую очередь — лауреата Нобелевской премии академика Н.Н. Семенова.

) Ценные реакции начинаются с образования нестабильных активных частиц — свободных радикалов, «носителей» неспаренных электронов

Процессы медленного окисления различных, веществ при обычной температуре имеют для жизни не меньшее значение, чем горение — для энергетики.

Медленное окисление, веществ пищи в пашем организме — «энергетическая база» жизни. (Заметим попутно, что наш организм не слишком экономно использует вдыхаемый кислород: в выдыхаемом воздухе кислорода примерно 16%.) Тепло преющего сена — результат медленного окисления органических веществ растительного происхождения. Медленное окисление навоза и перегноя согревает парники…

Но не всегда медленное окисление органических веществ безвредно и безопасно. Если тепло, выделяющееся в этом процессе, не отводится, может произойти самовоспламенение. Это известно издавна. В учебнике химии, выпущенном в России в 1812 г., рассказывалось о пожарах в Петербурге, вызванных этим явлением. «В 1770 г.

сделался великий пожар в пеньковом магазине на острове Малыя Невы, где совсем не держали огня». Правда, в том же учебнике рассказывалось о случае самовоспламенения «одной • старухи из Северной Америки» с примечанием, что «сие происходит преимущественно с людьми, невоздержанными в употреблении спиртных напитков»…

Памятуя о необходимости борьбы с пьянством силачи печати и науки, не стоило бы опровергать подобные заявления. Но, увы, факты — вещь упрямая: человеческий организм рассеивает тепло в пространстве, и даже самые прожженные пьяницы физически не могут самовоспламениться. Хорошо, что с научной точки зрения противоположный тезис — пьяного бог бережет — столь же несостоятелен.

Заканчивая главу о свойствах и особенностях кислорода, напомним — совсем коротко — о круговороте этого элемента в природе.

Если бы растения в процессе фотосинтеза не превращали воду и углекислый газ в органические соединения и этот процесс не сопровождался высвобождением связанного кислорода, то, исчерпав довольно быстро запасы атмосферного кислорода, весь животный мир, включая человечество, вскоре задохнулся бы. Но и растениям после этого пришлось бы несладко.

Дело в том, что растения, подобно животным, потребляют атмосферный кислород, правда, они делают это исключительно в темное время суток. На ночь, когда прекращаются процессы фотосинтеза, растения из производителей кислорода превращаются в его потребителей.

Это явление наблюдал еще Шееле. А другой первооткрыватель кислорода Дж.

Пристли еще до того, как кислород был открыт, выяснил, что зеленая ветка мяты, помещенная под стеклянный колпак с воздухом, в котором уже погасла свеча, возвращает этому воздуху способность поддерживать дыхание и горение.