《紫微经·原子学》氧

发布日期：2025-08-07 13:33    点击次数：182

氧（Oxygen），符号O，原子序数8，原子质量15.9994克/摩尔。同位素同位素丰度（%）半衰期衰变方式衰变产物衰变能量O-1224秒O-138.58毫秒O-1470.598秒O-15122.24秒O-1699.759稳定O-170.037稳定O-180.204稳定O-1926.464秒O-2013.51秒O-213.42秒O-222.25秒核结构氧O-16的核心由1个α粒子构成，核心表面分布着6个质子和6个中子。核反应[例1]氟F-18捕获1个电子，衰变成氧O-18，进而放出γ射线，γ射线能穿透人体皮肤组织，被探测器探测到，可以作为肿瘤的诊断方法。F（1α、7p、7n）+1e→O（1α、6p、8n）[例2]医用回旋加速器产生的质子，轰击重氧水之中的氧O-18，人工合成氟F-18。O（1α、6p、8n）+1p→F（1α、7p、7n）+1n[例3]1958年，美国的西博格用氧O-16轰击钚Pu-241，人工合成锘No-257。O（1α、6p、6n）+Pu（43α、8p、61n）→No（49α、4p、57n）物理性质在标准状况下，2个氧原子结合成氧分子，是一种无色、无臭、无味的双原子气体。氧气O2是空气主要组分之一，比空气重。氧分子具有顺磁性。密度1.429kg/m3，溶点-222.65℃，沸点-182.96℃。在水中溶解度很小，溶解度49.1mol/L。氧分子在低温下可形成水合晶体O2·H2O和O2·H2O2，后者较不稳定。氧气在水中的溶解度是4.89毫升/100毫升水(0℃)。干燥空气中含有20.946%体积的氧；水有88.81%重量的氧组成。臭氧O3在常温下，是一种有鱼腥臭味的蓝色气体。臭氧主要存在于距地球表面20～35公里的平流层顶部部的臭氧层中。在常温常压下，稳定性极差，在常温下可自行分解为氧气。臭氧具有强烈的刺激性，吸入过量对人体健康有一定危害。熔点21K，沸点160.6K，溶解度较大，273k时为494mol/L。具有反磁性。压强1Y时，氧气在约90K时变为淡蓝色液体，液态氧呈浅蓝色，密度1140kg/m3(在沸点时)，沸点-183℃，液氧可以被磁铁所吸引。冷却到-218.8℃成为雪花状的淡蓝色固体。四聚氧O4。这种氧分子可以稳定存在，预计构型为正四面体或者矩形，从两种构型中性分子O4，O4分子可以以正方形结构或正四面体结构形式存在，其中正方形结构更有可能是O4分子的真实空间结构。红氧O8。氧气的压强超过100Y，变为另一个同素异形体，体积骤减，颜色也从蓝变成深红。红氧的稳定相态为O8，由4个O2分子组成菱形的O8原子簇。氧合物氧是第六族可变性原子，4个负极♀，电极强度2.00；2个正极♂，电极强度-7.76。键负极强度正极强度键长(pm)键能(kj/mol)O-F2.00-9.92200Li-O8.08-7.76341Al-O5.56-7.76107+68=175585B-O5.40-7.76117+68=185515C-O5.30-7.7676+68=143326Si-O5.20-7.7693+68=161460H-O5.00-7.7630+68=98462P-O5.00-7.7695+68=163410Sb-O3.80-7.76132+68=200314I-O3.00-7.76234N-O3.00-7.7678+68=147230Pb-O2.68-7.76192382O=O2.00-7.7660+60=120498O-O2.00-7.7674+74=148146氧合物的种类：1.按氧在分子中的极性分为：雄性氧合物、雌性氧合物。雌性氧合物是指氧在分子中呈雌性。雌性氧合物很少出现，只有与氟结合才会出现，如：二氟合氧、二氟合二氧、氟铂酸氧O2PtF6等。2.按酸碱性分为：酸性氧合物、碱性氧合物、两性氧合物、不成盐氧合物。3.按含氧数量分为：过氧合物、超氧合物、臭氧合物等。4.按与氧结合的原子分为：金属氧合物、非金属氧合物。氧气不能与氯、溴、碘发生反应，但臭氧可以与它们反应。大多数原子在含氧的气氛中加热时可生成氧合物。有许多原子可形成一种以上的氧合物。1.结合反应O2+2F2=2OF2（2♀、1♂）2O=O2（2♀、2♂）4Na+O2=2Na2O （1♀、2♂）2Na+O2=2Na2O2（1♀、1♂）4K+O2=2K2O（1♀、2♂）2K+O2=K2O2（过氧合钾）K+O2=KO2(超氧合钾)2K+3O2=2KO3(臭氧合钾)C+O2=燃烧=CO2（4♀、2♂）2C+O2（氧气不充足）=燃烧=2CO（2♀、2♂）S+O2=燃烧=SO2（4♀、2♂）2SO2+O2=加热=2SO3（6♀、2♂）2SO2+O2+2H2O=2H2SO44P+5O2=燃烧=2P2O5（红磷）（5♀、2♂）P4+5O2=燃烧=2P2O5（白磷）N2+O2=2NO（高温或放电）2NO+O2=2NO24NH3+3O2=点燃=2N2+6H2O4NH3+5O2=4NO+6H2O (加热，催化剂，催化剂一般用铜)2Mg+O2＝2MgO（2♀、2♂）4Al+3O2=点燃=2Al2O3（3♀、2♂）2Zn+O2=点燃=2ZnO（2♀、2♂）3Fe+2O2=点燃=Fe3O4（3♀、2♂）2H2+O2=燃烧=2H2O（1♀、2♂）2Cu+O2=加热=2CuO（2♀、2♂）2Hg+O2=加热=2HgO（2♀、2♂）4FeS2+11O2=高温=2Fe2O3+8SO22H2S+3O2(过量)=燃烧=2H2O+2SO2CaO+H2O=Ca(OH)2H2O+CO2=H2CO32.分解反应3O2=放电=2O3（臭氧）2O3=3O22HgO=加热=2Hg+ O2↑2KMnO4=加热=K2MnO4+ MnO2+O2↑2KClO3 +MnO2（催化剂）=加热=2KCl+3O2↑2H2O2+MnO2（催化剂）=2H2O+O2↑2H2O=通电=2H2↑+ O2↑2HClO=光照=2HCl+O2↑4HNO3(浓)=光照=4NO2↑+O2↑+2H2O2Al2O3=通电=4Al+3O2↑4CuO=高温=2Cu2O+O2↑2CuSO4+2H2O=通电=2Cu↓+2H2SO4+O2↑4AgNO3+2H2O=通电=4Ag↓+4HNO3+O2↑6CO2+6H2O=光=C6H12O6+6O2↑（植物的光合作用）（叶绿素）3.置换反应2F2+2H2O=O2+4HF（氟-9.92、氧-7.76）Cl2+H2O2=2HCl+O2↑（氯-8.00、氧-7.76）O2(少量)+2H2S=点燃=2H2O+2S（氧-7.76、硫-4.32）氧与有机物反应：如甲烷、乙炔、酒精、石蜡等能在氧气中燃烧生成水和二氧合碳。气态烃类的燃烧通常发出明亮的蓝色火焰，放出大量的热，生成水和能使澄清石灰水变浑浊的气体。自然分布在地球，氧是含量最丰富的原子，氧占了水质量的89%，占了空气体积的20.9%，在地壳的含量为48.6%，是地壳中含量最多的原子。每1千克的海水中溶解有2.8毫克的氧气。就整个地球而言，氧的质量分数为15.2%。制备方法一、实验室制法：过氧合氢分解制氧气，该反应是放热反应，放热108kj/mol。过氧合氢溶液催化分解(催化剂主要为二氧合锰，三氧合二铁、氧合铜也可)。二、工业制法：1.液态空气分离法：空气的主要成分是氧气和氮气。利用氧气和氮气的沸点不同，从液态空气中制备氧气。首先把空气预冷、净化(去除空气中的少量水分、二氧合碳、乙炔、碳氢合物等气体和灰尘等杂质)、然后进行压缩、冷却，使之成为液态空气。然后，利用氧和氮的沸点的不同，在精馏塔中把液态空气多次蒸发和冷凝，将氧气和氮气分离开来，得到纯氧(可以达到99.6%的纯度)和纯氮(可以达到99.9%的纯度)。在低温条件下加压，使空气转变为液态，然后蒸发，由于液态氮的沸点-196℃，液态氧的沸点-183℃，因此氮气首先从液态空气中蒸发出来，剩下的主要是液态氧。如果增加一些附加装置，还可以提取出氩、氖、氦、氪、氙等在空气中含量极少的稀有惰性气体。由空气分离装置产出的氧气，经过压缩机的压缩，最后将压缩氧气装入高压钢瓶贮存，或通过管道直接输送到工厂、车间使用。使用这种方法生产氧气，虽然需要大型的成套设备和严格的安全操作技术，但是产量高，每小时可以产出数千、万立方米的氧气，而且所耗用的原料仅仅是不用买、不用运、不用仓库储存的空气，所以从1903年研制出第一台深冷空分制氧机以来，这种制氧方法一直得到最广泛的应用。2.膜分离技术膜分离技术得到迅速发展。利用这种技术，在一定压力下，让空气通过具有富集氧气功能的薄膜，可得到含氧量较高的富氧空气。利用这种膜进行多级分离，可以得到百分之九十以上氧气的富氧空气。3.分子筛制氧法(吸附法)利用氮分子大于氧分子的特性，使用特制的分子筛把空气中的氧分离出来。首先，用压缩机迫使干燥的空气通过分子筛进入抽成真空的吸附器中，空气中的氮分子即被分子筛所吸附，氧气进入吸附器内，当吸附器内氧气达到一定量(压力达到一定程度)时，即可打开出氧阀门放出氧气。经过一段时间，分子筛吸附的氮逐渐增多，吸附能力减弱，产出的氧气纯度下降，需要用真空泵抽出吸附在分子筛上面的氮，然后重复上述过程。这种制取氧的方法亦称吸附法.利用吸附法制氧的小型制氧机已经开发出来，便于家庭使用。4.电解制氧法把水放入电解槽中，加入氢氧合钠或氢氧合钾以提高水的电解度，然后通入直流电，水就分解为氧气和氢气。每制取一立方米氧气，同时获得两立方米氢气。用电解法制取1立方米氧气要耗电12～15度，与上述两种方法的耗电量(0.55～0.60度)相比，是很不经济的。所以，电解法不适用于大量制氧。另外同时产生的氢气如果没有妥善的方法收集，在空气中聚集起来，如与氧气混合，容易发生极其剧烈的爆炸。所以，电解法也不适用于家庭制氧。用途液氧具有广泛的工业和医学用途。工业上制造液氧的方法是对液态空气进行分馏。液氧的总膨胀比高达860:1，因为这个优点它在现代被广泛应用于工业生产和军事方面。由于它的低温特性，液氧会使其接触的物质变得非常脆。液氧也是非常强的氧合剂，有机物在液氧中剧烈燃烧，一些物质若被长时间浸入液氧可能会发生爆炸，包括沥青。在航天工业中，液氧是一种重要的氧合剂，通常与液氢或煤油搭配使用。一些最早期的弹道导弹采用液氧作为氧合剂。在作为推进剂时，液氧能为发动机提供很高的比冲。另外，相对于另一种常见的推进剂组合四氧二氮-偏二甲肼，液氧的几种搭配形式清洁环保(肼类物质有剧毒)。在露天爆破中可以采用液氧炸药，但这种做法正逐渐被淘汰，因为液氧炸药存在相当的危险性，容易引发事故。由于液态氧在常温下挥发很快，这种炸药的寿命很短，一般为15～20分钟。因此，必须在使用前临时浸制。二次大战前，由于硝酸盐短缺，这种炸药曾被广泛使用。后来有了合成氨，硝酸盐可以廉价大量供应了，使用液氧炸药就不多了，到了20世纪60年代末已基本上停止使用。研究历史1608年，荷兰的科内利乌斯·德雷贝尔证明了加热硝石(硝酸钾KNO3)能释放气体。这就是氧气，然而并没有对它进行鉴定。1771年，瑞典的卡尔·威尔海姆·舍勒制取了氧，写下了他的发现，但直到1777年才发布。1774年，英国的约瑟夫·普里斯特利是第一位发布氧原子声明的人，约瑟夫·普里斯特利用透镜把太阳光聚焦在氧合汞HgO上，发现一种能强烈帮助燃烧的气体。1777年，法国的拉瓦锡提出了燃烧的“氧合说”，指出物质只能在含氧的空气中进行燃烧，燃烧物重量的增加与空气中失去的氧相等，从而推翻了“燃素说”，并正式确立质量守恒定律。 本站仅提供存储服务，所有内容均由用户发布，如发现有害或侵权内容，请点击举报。