В зависимости от природных условий изотопный состав кислорода может изменяться, то обогащаясь тяжелыми изотопами, то обедняясь ими. Так, молекулы воды Н216О переходят в парообразное состояние относительно легче, чем молекулы Н217О и Н218О. Поэтому в состав водяных паров, испаряющихся из моря, входит кислород с относительно меньшим содержанием тяжелых изотопов, чем кислород, остающийся в морской воде.

С помощью атомов тяжелого изотопа кислорода 18О удалось выяснить «происхождение» кислорода, выделяемого растениями в процессе фотосинтеза. Раньше считали, что это кислород, высвобожденный из молекул оксида углерода, а не воды. В настоящее время стало известно, что растения связывают кислород оксида углерода, а в атмосферу возвращают кислород из воды.

Кислород образует соединения со всеми элементами, кроме некоторых благородных газов (гелия, неона, аргона). Так, с большинством металлов кислород реагирует уже при комнатной температуре, например:

2Na° + О2° = Na2+102-2

Na° -1(ё) Na+1 2 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель

2Zn° + O2° = 2Zn+2O-2

Zn° -2(ё) Zn+2 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель

С неметаллами кислород реагирует, как правило, при нагревании. Так, с фосфором кислород активно реагирует при температуре 60°С:

4Р° + 502° = 2Р2+505-2

P° -5(ё) P+5 2 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 5 окислитель

с серой — при температуре около 250°С:

S° + 02° = S+402-2

S° -4(ё) S+4 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель

с углеродом (в виде графита) — при 700—800°С:

С° + О2° = С+4О2-2

C° -4(ё) C+4 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде:

N2 + О2 2NO - Q.

Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например, с оксидами азота он реагирует уже при комнатной температуре:

2N+2O + О2° = 2N+4О2-2

N+2 -2(ё) N+4 1 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель

Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу:

2H2S-2 + О2° = 2S° + 2Н2О-2

S-2 -2(ё) S° восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель

или оксид серы (IV)

2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О

в зависимости от соотношения между кислородом и сероводородом.

В приведенных реакциях кислород является окислителем. В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется тепло и свет — такие процессы называются горением.

Аллотропной модификацией кислорода является озон. Молекула его трехатомна — О3. Строение ее можно представить следующей структурной формулой:

О

О

О

Всякое изменение числа или расположения одних и тех же атомов в молекуле влечет за собой появление качественно нового вещества с иными свойствами. Озон по своим свойствам отличается от кислорода. В обычных условиях это газ синего цвета, с резким раздражающим запахом. Название его происходит от греческого слова «озейн», что означает запах. Он токсичен. В отличие от кислорода молекула озона характеризуется большой молекулярной массой, поляризуемостью и полярностью. Поэтому озон имеет более высокую температуру кипения (—111,9°С), чем кислород (— 182,9°С), интенсивную окраску и лучшую растворимость в воде.

В естественных условиях озон образуется из кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 10—30 км — при действии ультрафиолетовых солнечных лучей. Он задерживает вредное для жизни ультрафиолетовое излучение Солнца. Кроме этого, озон поглощает инфракрасные лучи Земли, препятствуя ее охлаждению. Следовательно, аллотропная форма кислорода — озон — играет большую роль в сохранении жизни на Земле.

Образование озона сопровождается выделением атомного кислорода. Это в основном цепные реакции, в которых появление активной частицы (она обозначается обычно знаком *) вызывает большое число (цепь) последовательных превращений неактивных молекул, например O2. Цепную реакцию образования озона из кислорода можно выразить следующей схемой:

О2 + hv — О2*

*O2 + O2 = O3 + O

О + О2 = О3 ,

или суммарно:

3О2 = 2О3

В технике озон получают при электрических разрядах в озонаторах.

Молекула О3 неустойчива, и при большой концентрации озон распадается с взрывом:

2О2 = 3О2

Окислительная активность озона намного выше, чем у кислорода. Например, уже в обычных условиях озон окисляет такие малоактивные простые вещества, как серебро и ртуть с образованием их оксидов и кислорода:

8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2

Как сильный окислитель, озон используется для очистки питьевой воды, для дезинфекция воздуха. Воздух хвойных лесов считается полезным, так как в нем содержится небольшое количество озона, который образуется при окислении смолы хвойных деревьев.

Еще более сильным окислителем, чем кислород О2, является озон О3 (аллотропическая модификация кислорода). Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах, чем объясняется специфический запах свежести после грозы.

В лабораториях озон получают пропусканием разряда через кислород (реакция эндотермическая):

302 203 - 284 кДж.

При взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется иод, тогда как с кислородом эта реакция не идет:

2KI + 03 + Н20 = I2 + 2КОН + 02.

Реакция часто используется как качественная для обнаружения ионов I- или озона. Для этого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс с выделившимся иодом. Реакция качественная еще и потому, что озон не окисляет ионы Cl- и Br-

Имеется еще одна модификация кислорода - четырехатомная (О4):

O — O

O — O

Эта модификация образуется при слабом взаимодействии двух молекул кислорода. Содержание четырехатомных молекул в газообразном кислороде в обычных условиях составляет всего лишь 0,1% от общего числа молекул, в жидком и твердом кислороде — до 50%. Существует равновесие:

2О2 — О4

При низких температурах оно смещено вправо, т. е. в сторону образования молекул О4. Структурные изменения молекул вызывают различия в свойствах веществ. Так, жидкий и твердый кислород в отличие от газообразного окрашены в синий цвет.

Кислород при нагревании взаимодействует с водородом с образованием воды. При поджигании смеси обоих газов в объемных пропорциях 2:1 (гремучий газ) реакция протекает со взрывом. Но она может протекать и спокойно, если эту смесь привести в соприкосновение с очень малым количеством мелкораздробленной платины, играющей роль катализатора:

2Н2 + О8 = 2 Н20 + 572,6 кдж/моль

Кислород непосредственно может окислять все металлы. Если металл обладает высокой летучестью, то процесс окисления обычно идет в виде горения. Горение же малолетучих металлов в кислороде может осуществляться при условии высокой летучести образующегося оксида. Эффективность этого процесса зависит от восстановительной активности металла и характеризуется величиной теплоты образования получающегося продукта. Продукты взаимодействия металлов с кислородом (оксиды) могут быть основным, кислотными и амфотерными.

При горении некоторых активных металлов в кислороде иногда образуются не их оксиды, а надпероксиды и пероксиды. Так, при горении калия и рубидия образуются надпероксиды этих металлов: