Главная > Серотонин > Как обозначается кислород. Кислород газ. Свойства, добыча, применение и цена кислорода


Как обозначается кислород. Кислород газ. Свойства, добыча, применение и цена кислорода




Историческая справка

Впервые кислород получил шведский химик К. В. Шееле в 1772 г. Он считал кислород главной составной частью атмосферного воздуха и назвал его «горючим газом». Обычно открытие кислорода приписывают английскому химику Дж. Пристли, так как он опубликовал свои работы раньше, в 1774 г., а первое сообщение Шееле было напечатано в 1777 г.

Изучением свойств кислорода занимался А. Л. Лавуазье, который и дал элементу название кислород.

Кислород - самый распространенный элемент на Земле. В свободном состоянии кислород входит в состав воздуха, где его содержание составляет 20,95% (по объему). Содержание в земной коре составляет 47,2% (по массе).

Кислород - важная составная часть углеводов, жиров, белков, в человеческом организме содержится около 65% кислорода. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: l6 8 0 , ^О, ! |0. Кислород существует в виде двух аллотропных модификаций - молекулярный кислород, или дикислород, 0 2 и озон, или трикислород, 0 3 . Наиболее устойчива молекула 0 2 , обладающая парамагнитными свойствами.

Молекула кислорода 0 2 обладает необычным строением. Представление о структуре 0=0 с двойной связью неверно, поскольку с помощью современных спектроскопических и магнитных исследований установлено, что в 0 2 имеется два неспаренных электрона. На восемь связывающих электронов приходится четыре разрыхляющих, поэтому порядок связей равен 2. Магнитные поля неспаренных электронов в молекуле 0. ; не компенсированы противоположно направленными спинами. Следует напомнить, что ковалентная связь образуется неспаренными электронами, имеющими противоположный спин. Для кислорода связь осуществляется только одной парой электронов, и у каждого атома остается по одному неспаренному электрону. Следовательно, структурная формула кислорода должна иметь вид

Тремя точками обозначены связи, обусловленные двумя л св - и одним л разр -э ле к т р оном, что отвечает порядку связи 0,5. Образование этих связей сопровождается выделением достаточного количества теплоты (около 493,7 кДж/моль), чем и объясняется прочность связи в молекулярном кислороде. Такое своеобразное строение молекулы кислорода и объясняет его парамагнитные свойства во всех трех агрегатных состояниях.

При возбуждении молекул парамагнитные свойства теряются и 0 2 становится диамагнитным.

Подобно молекуле NO, которая имеет неспаренный электрон на разрыхляющей л-орбитали, молекулы О., очень слабо ассоциируют, поэтому спаривания с образованием симметричных частиц 0 4 не происходит даже в твердом состоянии.

Молекула 0 3 имеет симметричную угловую структуру: угол О-О-О равен 117°, длина связи 0-0 равна 0,128 нм, а в О, - 0,121 нм.

В молекуле 0 3 связи 0=0 имеют двойной характер, что с точки зрения резонанса может быть изображено следующими структурами:

В лабораторных условиях кислород можно получить следующими способами:

а) разложением бертолетовой соли:

б) разложением перманганата калия:

в) нагреванием нитратов щелочных металлов (NaN0 3 , KN0 3); при этом выделяется в свободном состоянии лишь 1/3 содержащегося в них кислорода:

Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (Г К11П = -195,8°С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, гак как его температура кипения выше (-183°С). Этот процесс экономически выгоден, так как наряду с кислородом получают в больших масштабах и азот, который используется в синтезе аммиака.

Широко распространен способ получения кислорода, основанный на электролизе воды.

Свойства кислорода и его соединений. При нормальных условиях кислород - бесцветный газ без запаха и вкуса, тяжелее воздуха (1 л весит 1,43 г). В 1 л воды при нормальных условиях растворяется 0,04 г кислорода.

Имея на наружной электронной оболочке шесть электронов, атом кислорода может прийти к предельно заполненной 8-электронной оболочке (условие максимальной химической устойчивости) двумя путями: либо присоединив два электрона, либо отдав свои шесть. Второй путь неприемлем. Поэтому в реакциях с атомами других элементов (кроме фтора) кислород проявляет исключительно окислительные свойства. Кислород может достраивать свою электронную оболочку до конфигурации неона следующими путями:

  • а) принимать электроны с образованием О 2- ;
  • б) образовывать две простые ковалентные связи -О- или двойную связь 0=;
  • в) образовывать одну простую связь и принимать электрон, как в ОН-;
  • г) образовывать три или четыре ковалентные связи, как в ионе оксония

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и платины.

Скорость взаимодействия кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы веществ и от температуры. Для развития активной реакции кислорода необходимо нагревание, чтобы преодолеть потенциальный барьер, препятствующий химическому процессу. Энергия активации в разных реакциях различна.

Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кислороде воздуха уже при комнатной температуре:

С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой - до 250°С, с водородом - более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) - при 700-800°С.

Реакция горения водорода в кислороде протекает очень бурно (см. параграф 1.3).

Диапазон изменений свойств оксидов определяется прежде всего природой связи (от чисто ионной до чисто ковалентной), что находится в полном соответствии с отрицательной степенью окисления элемента и его положением в периодической системе.

Для образования оксид-иона О 2- из молекулярного кислорода затрачивается около 1000 кДж/моль:

При образовании ионных оксидов металлов необходимо затратить энергию на испарение и ионизацию металла. Существование большого числа оксидов этого тина - следствие высоких энергий кристаллических решеток, содержащих двухзарядные ионы О 2 . Если энергия решетки недостаточна для обеспечения энергии полной ионизации, то образуются оксиды, обладающие более выраженным ковалентным характером: BeO, Si0 2 , В 2 0 3 и т.д.

Чисто ковалентные молекулярные оксиды - соединения типа С0 2 , N0 2 и т.д., для которых характерны кратные связи, хотя ковалентные оксиды могут образовываться и за счет только простых связей (Р 4 О 10). Ионы О 2 в виде дискретных частиц существуют во многих оксидах, однако в водных растворах вследствие реакции гидролиза они могут распадаться:

Нерастворимые в воде ионные оксиды в этот процесс не вовлекаются, но зато растворяются в разбавленных кислотах:

Ковалентные оксиды неметаллов в своем большинстве растворяются в воде с образованием кислот, поэтому они относятся к кислотным оксидам:

В оксидах типа R 2 0 ковалентный кислород двухкоординирован и связи образуются за счет $р 3 -гибридных орбиталей, причем две из них участвуют в ковалентном связывании, а две другие заняты неподеленными электронными парами. Углы R-О-R в молекулах сильно меняются в зависимости от природы R и отличаются от тетраэдрических.

Если связанный с кислородом атом имеет rf-орбитали, которые в той или иной степени могут участвовать в б/л-рл-связывании, то углы могут иметь большие значения.

В соответствии с природой элемента в положительной степени окисления характер оксидов в периодах и группах изменяется закономерно. В периодах с увеличением заряда ядра уменьшается отрицательный эффективный заряд на атоме кислорода и осуществляется переход от основных оксидов к кислотным через амфотерные, что наглядно прослеживается на примере третьего периода:

В ряду Na 2 0 - MgO - А1 2 0 3 способность взаимодействовать с Н 2 0 ослабляется, а в ряду Р 2 0 5 - S0 3 - С1 2 0 7 - наоборот, усиливается.

В гидроксидах наиболее электроположительных элементов содержатся дискретные ионы ОН". При растворении в воде эти ионы распадаются с образованием гидратированных ионов металла и гидроксид-ионов:

Такие вещества представляют собой сильные основания. Если же связь Э-О является чисто ковалентной, то диссоциация в той или иной степени протекает по схеме

Их следует рассматривать как кислоты.

Образование оксониевых ионов происходит так же, как и NHJ:

Кислород менее основен, чем азот, поэтому оксониевый ион менее устойчив. Хотя в Н э О + остается пеподеленная пара электронов, электростатическое отталкивание между этими ионом и протоном препятствует их соединению.

Пероксиды и сунероксиды (наднероксиды) формально можно рассматривать как производные Of" и Of соответственно. Пероксид водорода Н 2 0 2 подробно рассматривался в гл. 11. Здесь речь будет идти о пероксидах и надпероксидах, образованных другими элементами. Молекула 0 2 , присоединяя два электрона, превращается в нероксид-ион Of", в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью, поэтому он диамагнитен:

Щелочные металлы, а также Са, Sr и Ва образуют ионные пероксиды, многие из которых - легко кристаллизующиеся гидраты: Na. ; O v *8H 2 0; Ме 2+ 0 2 -8Н 2 0.

Эти пероксиды содержат дискретные ионы Of", которые связаны водородными связями с молекулами воды и образуют цепи типа

Пероксиды проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, что зависит от свойств партнера в данных типах реакций. Так, в кислой среде в присутствии восстановителей пероксиды ведут себя как типичные окислители, а в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства.

Если молекула 0 2 присоединяет один электрон, то образуется наднерок- сид ион О.;:

Надпсроксиды известны для наиболее активных щелочных металлов и получаются непосредственным взаимодействием кислорода с калием, рубидием или цезием:

Ион 0 2 имеет один неспаренный электрон и является мощным окислителем:

Вследствие электроположительной поляризации возможно образование иона Of. Этот ион называется оксигенильным катионом.

Простейшим соединением, содержащим этот катион, является OF 2 , который образуется по уравнению реакции

Молекула OF 2 имеет угловую форму:

Оксигенильный катион образуется также при взаимодействии PtF 6 с кислородом:

В диоксидифториде 0 2 F 2 радикал-ион 0; ;+ ковалентно связан с атомами фтора. Образование этого соединения протекает по уравнению реакции

Комплексы кислорода образуются при взаимодействии молекулярного кислорода с комплексами переходных металлов. Однако в некоторых случаях молекула 0 2 способна сама быть лигандом. Такое взаимодействие комплексов с кислородом, при которых идет присоединение 0 2 , называется оксигенированием. Эти реакции в своем большинстве обратимые, но уже получены устойчивые комплексы молекулярного кислорода с железом, рутением, родием, иридием, никелем, палладием и платиной. Установлено, что в образовании связи металл - кислород принимают участие как а-, так и тс-орбитали атомов кислорода. Между длиной связи 0-0 и устойчивостью комплекса существует определенная взаимосвязь: соединения с наиболее длинными связями 0-0 образуются необратимо. Строение таких комплексов можно описать набором из трех простых связей: двух Me-О и одной 0-0. Примером образования комплексов с 0 2 может служить реакция


где Ph - фенильный радикал С 6 Н 5 .

Озон, или трикислород, - аллотропическое видоизменение кислорода. Его молекула состоит из трех атомов. При обычных условиях О э - газ с характерным запахом. В газообразном состоянии имеет голубой цвет, а в жидком - темно-синий.

Образование озона из кислорода протекает с поглощением энергии. При этом молекула кислорода распадается на свободные атомы, которые далее реагируют с другими молекулами кислорода:

Из этого следует, что молекула озона формируется, когда есть возможность образования свободных атомов кислорода. Так, при пропускании электрического разряда через кислород получается небольшое количество озона. Аналогичный эффект наблюдается при нагревании кислорода (до 2000°С), при действии ультрафиолетового света, при электролизе растворов кислот с применением инертных электродов и т.д.

В химическом отношении озон является весьма реакционноспособным, что объясняется легкостью его разложения:

Поэтому озон обладает сильнейшими окислительными свойствами. Большинство малоактивных металлов уже на холоде легко окисляется озоном:

В окислительное взаимодействие с озоном вступают сульфиды, иодиды:

Обладая значительным сродством к электрону, 0 3 может переходить в озонид-ион 0 3 , который образуется при взаимодействии, например, щелочных металлов с О э:

Озониды металлов характеризуются наличием в ионе 0 3 непарного электрона, обусловливающего парамагнетизм и характерную окраску озонидов.

Биологическая роль кислорода. По содержанию в организме человека кислород относится к макроэлементам. Он незаменим и принадлежит к числу важнейших элементов, составляющих основу живых систем, т.е. является органогеном.

Рассмотрим некоторые препараты, содержащие кислород.

Кислород очень широко используется при лечении заболеваний, сопровождающихся кислородной недостаточностью (гипоксией), при заболеваниях дыхательных путей (пневмония, отек легких), сердечно-сосудистой системы (декомпенсация сердца, коронарная недостаточность), при отравлениях IICN, удушающими газами, а также при других заболеваниях с нарушением функции дыхания и окислительных процессов. Обычно используют смесь (0 9 - 95% и С0 9 - 5%), называемую карбогеном.

Пероксид магния (магния пероксид) MgO, в смеси с MgO применяется как комбинированный препарат, оказывающий антисептическое действие и связывающий ЫС1 желудочного сока при повышенной кислотности:

Гидроперит - препарат, содержащий комплексное соединение Н 2 0 2 с мочевиной:

Его применяют наружно как антисептик вместо Н 2 0 2 .

Надпероксиды также находят широкое применение благодаря их способности поглощать С0 2 и регенерировать 0 2 в замкнутых системах, например космических аппаратах, подводных лодках и т.д..

Среди всех веществ на Земле особое место занимает то, что обеспечивает жизнь, - газ кислород. Именно его наличие делает нашу планету уникальной среди всех других, особенной. Благодаря этому веществу в мире живет столько прекрасных созданий: растения, животные, люди. Кислород - это совершенно незаменимое, уникальное и чрезвычайно важное соединение. Поэтому постараемся узнать, что он собой представляет, какими характеристиками обладает.

Особенно часто применяется первый метод. Ведь из воздуха можно выделить очень много этого газа. Однако он будет не совсем чистым. Если же необходим продукт более высокого качества, тогда в ход пускают электролизные процессы. Сырьем для этого является либо вода, либо щелочь. Гидроксид натрия или калия используют для того, чтобы увеличить силу электропроводности раствора. В целом же суть процесса сводится к разложению воды.

Получение в лаборатории

Среди лабораторных методов широкое распространение получил метод термической обработки:

  • пероксидов;
  • солей кислородсодержащих кислот.

При высоких температурах они разлагаются с выделением газообразного кислорода. Катализируют процесс чаще всего оксидом марганца (IV). Собирают кислород вытеснением воды, а обнаруживают - тлеющей лучинкой. Как известно, в атмосфере кислорода пламя разгорается очень ярко.

Еще одно вещество, используемое для получения кислорода на школьных уроках химии, - перекись водорода. Даже 3 % раствор под действием катализатора мгновенно разлагается с высвобождением чистого газа. Его нужно лишь успеть собрать. Катализатор тот же - оксид марганца MnO 2 .

Среди солей чаще всего используются:

  • бертолетова соль, или хлорат калия;
  • перманганат калия, или марганцовка.

Чтобы описать процесс, можно привести уравнение. Кислорода выделяется достаточно для лабораторных и исследовательских нужд:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .

Аллотропные модификации кислорода

Существует одна аллотропная модификация, которую имеет кислород. Формула этого соединения О 3 , называется оно озоном. Это газ, который образуется в природных условиях при воздействии ультрафиолета и грозовых разрядов на кислород воздуха. В отличие от самого О 2 , озон имеет приятный запах свежести, который ощущается в воздухе после дождя с молнией и громом.

Отличие кислорода и озона заключается не только в количестве атомов в молекуле, но и в строении кристаллической решетки. В химическом отношении озон - еще более сильный окислитель.

Кислород - это компонент воздуха

Распространение оксигена в природе очень широко. Кислород встречается в:

  • горных породах и минералах;
  • воде соленой и пресной;
  • почве;
  • растительных и животных организмах;
  • воздухе, включая верхние слои атмосферы.

Очевидно, что им заняты все оболочки Земли - литосфера, гидросфера, атмосфера и биосфера. Особенно важным является содержание его в составе воздуха. Ведь именно этот фактор позволяет существовать на нашей планете жизненным формам, в том числе и человеку.

Состав воздуха, которым мы дышим, чрезвычайно неоднороден. Он включает в себя как постоянные компоненты, так и переменные. К неизменным и всегда присутствующим относятся:

  • углекислый газ;
  • кислород;
  • азот;
  • благородные газы.

К переменным можно отнести пары воды, частицы пыли, посторонние газы (выхлопные, продукты горения, гниения и прочие), растительная пыльца, бактерии, грибки и прочие.

Значение кислорода в природе

Очень важно, сколько кислорода содержится в природе. Ведь известно, что на некоторых спутниках больших планет (Юпитер, Сатурн) были обнаружены следовые количества этого газа, однако очевидной жизни там нет. Наша Земля имеет достаточное его количество, которое в сочетании с водой дает возможность существовать всем живым организмам.

Помимо того, что он является активным участником дыхания, кислород еще проводит бесчисленное количество реакций окисления, в результате которых высвобождается энергия для жизни.

Основными поставщиками этого уникального газа в природе являются зеленые растения и некоторые виды бактерий. Благодаря им поддерживается постоянный баланс кислорода и углекислого газа. Кроме того, озон выстраивает защитный экран над всей Землей, который не позволяет проникать большому количеству уничтожающего ультрафиолетового излучения.

Лишь некоторые виды анаэробных организмов (бактерии, грибки) способны жить вне атмосферы кислорода. Однако их гораздо меньше, чем тех, кто очень в нем нуждается.

Использование кислорода и озона в промышленности

Основные области использования аллотропных модификаций кислорода в промышленности следующие.

  1. Металлургия (для сварки и вырезки металлов).
  2. Медицина.
  3. Сельское хозяйство.
  4. В качестве ракетного топлива.
  5. Синтез многих химических соединений, в том числе взрывчатых веществ.
  6. Очищение и обеззараживание воды.

Сложно назвать хотя бы один процесс, в котором не принимает участие этот великий газ, уникальное вещество - кислород.

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 , 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 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 О 2 . Как образуется молекула кислорода? Механизм ее образования 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 с ее участием нужны специальные условия: нагревание, повышенное давление, применение катализаторов.

Физические свойства кислорода

  • Прежде всего, кислород является газом, из которого состоит 21% воздуха.
  • Кислород не имеет ни цвета, ни вкуса, ни запаха.
  • Может растворяться в органических веществах, поглощаться углем и порошками .
  • - Температура кипения кислорода составляет -183 С.
  • Плотность кислорода равна 0,0014 г/см 3

Химические свойства кислорода

Главным химическим свойством кислорода является, конечно же, его поддержка горения. То есть в вакууме, где нет кислорода, огонь не возможен. Если же в чистый кислород опустить тлеющую лучину, то она загорится с новой силой. Горение разных веществ это окислительно-восстановительный химический процесс, в котором роль окислителя принадлежит кислороду. Окислители же это вещества, «отбирающие» электроны у веществ восстановителей. Отличные окислительные свойства кислорода обусловлены его внешней электронной оболочкой.

Валентная оболочка у кислорода расположена близко к ядру и как следствие ядро притягивает к себе электроны. Также кислород занимает второе место после фтора по шкале электроотрицательности Полинга, по этой причине вступая в химические реакции со всеми другими элементами (за исключением фтора) кислорода выступает отрицательным окислителем. И лишь вступая в реакции со фтором кислород имеет положительное окислительное воздействие.

А так как кислород второй окислитель по силе среди всех химических элементов таблицы Менделеева, то это определяет и его химические свойства.

Получение кислорода

Для получения кислорода в лабораторных условиях применяют метод термической обработки либо пероксидов либо солей кислосодержащих кислот. Под действием высокой температуры они разлагаются с выделением чистого кислорода. Также кислород можно получить с помощью перекиси водорода, даже 3% раствор перекиси под действие катализатор мгновенно разлагается, выделяя кислород.

2KC l O 3 = 2KC l + 3O 2 — вот так выглядит химическая реакция получения кислорода.

Также в промышленности в качестве еще одного способа получения кислорода применяют электролиз воды, во время которого молекулы воды раскладываются, и опять таки выделяется чистый кислород.

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 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 OF 2 и O 2 F 2 .

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 16 О, 17 О и 18 О (преобладает 16 О). 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.

Кислород сравнительно мало растворим в воде – 5 объемов в 100 объемах воды. Однако, если бы весь растворенный в воде кислород перешел в атмосферу, то он занял бы огромный объем – 10 млн км 3 (н.у). Это равно примерно 1% всего кислорода в атмосфере. Образование на земле кислородной атмосферы обусловлено процессами фотосинтеза.

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 О 2 и озона О 3 .

Строение молекулы озона

3О 2 = 2О 3 – 285 кДж
Озон в стратосфере образует тонкий слой, который поглощает большую часть биологически вредного ультрафиолетового излучения.
При хранении озон самопроизвольно превращается в кислород. Химически кислород О 2 менее активен, чем озон. Электроотрицательность кислорода 3,5.

Физические свойства кислорода

O 2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 °С, т.кип. –182,96 °С, парамагнитен.

Жидкий O 2 голубого, твердый – синего цвета. O 2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород).

Получение кислорода

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

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na 2 SO 4 и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетовой соли KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (катализатор MnO 2)

Оксида марганца (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид бария BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Разложением пероксида водорода:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

4. Разложение нитратов:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K 2 O 2 и K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Суммарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Когда используют K 2 O 2 , то суммарная реакция выглядит так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Если смешать K 2 O 2 и K 2 O 4 в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного СО 2 выделится один моль О 2.

Химические свойства кислорода

Кислород поддерживает горение. Горение — б ыстрый 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 2s 2 2p 4 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.

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.

Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Мелкий порошок железа (так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe 2 O 3 , а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

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

S + O 2 → SO 2 ,

C + O 2 → CO 2 ,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 , и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O 2 экзотермичны, за редким исключением, например:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

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

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (избыток кислорода),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недостаток кислорода),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (в присутствии катализатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (пирит) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O 2 + , например, O 2 + — (успешный синтез этого соединения побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон

Озон химически более активен, чем кислород O 2 . Так, озон окисляет иодид - ионы I — в растворе Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 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 O 2: 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 О 3: для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.

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 8 века. Много позже Леонардо да Винчи (1452-1519) 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, сделавшее эпоху в науке, произошло только в конце 18 века. Кислород получили почти одновременно К. Шееле (1769-70) путем прокаливания селитр (KNO 3 , NaNO 3), двуокиси марганца МnО 2 и других веществ и Дж. Пристли (1774) при нагревании сурика Рb 3 О 4 и оксида ртути HgO. В 1772 году Д. Резерфорд открыл азот. В 1775 году А. Лавуазье, произведя количественный анализ воздуха, нашел, что он "состоит из двух (газов) различного и, так сказать, 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").

Распространение Кислорода в природе. Кислород - самый распространенный химический элемент на Земле. Связанный Кислород составляет около 6 / 7 массы водной оболочки Земли - гидросферы (85,82% по массе), почти половину литосферы (47% по массе), и только в атмосфере, где Кислород находится в свободном состоянии, он занимает второе место (23,15% по массе) после азота.

Кислород стоит на первом месте и по числу образуемых им минералов (1364); среди минералов, содержащих Кислород, преобладают силикаты (полевые шпаты, слюды и другие), кварц, оксиды железа, карбонаты и сульфаты. В живых организмах в среднем около 70% Кислорода; он входит в состав большинства важнейших органических соединений (белков, жиров, углеводов и т. д.) и в состав неорганических соединений скелета. Исключительно велика роль свободного Кислород в биохимических и физиологических процессах, особенно в дыхании. За исключением некоторых микроорганизмов-анаэробов, все животные и растения получают необходимую для жизнедеятельности энергию за счет биологического окисления различных веществ с помощью Кислорода.

Вся масса свободного Кислорода Земли возникла и сохраняется благодаря жизнедеятельности зеленых растений суши и Мирового океана, выделяющих Кислород в процессе фотосинтеза. На земной поверхности, где протекает фотосинтез и господствует свободный Кислород, формируются резко окислительные условия. Напротив, в магме, а также глубоких горизонтах подземных вод, в илах морей и озер, в болотах, где свободный Кислород отсутствует, формируется восстановительная среда. Окислительно-восстановительные процессы с участием Кислорода определяют концентрацию многих элементов и образование месторождений полезных ископаемых - угля, нефти, серы, руд железа, меди и т. д.. Изменения в круговороте Кислорода вносит и хозяйственная деятельность человека. В некоторых промышленных странах при сгорании топлива расходуется Кислорода больше, чем его выделяют растения при фотосинтезе. Всего же на сжигание топлива в мире ежегодно потребляется около 9·10 9 т Кислорода.

Изотопы, атом и молекула Кислорода. Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16 О, 17 О и 18 О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов Кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее легкого из них 16 О связано с тем, что ядро атома 16 О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

В соответствии с положением Кислорода в периодической системе элементов Менделеева электроны атома Кислорода располагаются на двух оболочках: 2 - на внутренней и 6 - на внешней (конфигурация 1s 2 2s 2 2p 4). Поскольку внешняя оболочка атома Кислорода не заполнена, а потенциал ионизации и сродство к электрону составляют соответственно 13,61 и 1,46 эв, атом Кислорода в химических соединениях обычно приобретает электроны и имеет отрицательный эффективный заряд. Напротив, крайне редки соединения, в которых электроны отрываются (точнее оттягиваются) от атома Кислород (таковы, например, F 2 O, F 2 О 3). Раньше, исходя единственно из положения Кислорода в периодической системе, атому Кислорода в оксидах и в большинстве других соединений приписывали отрицательный заряд (-2). Однако, как показывают экспериментальные данные, ион О 2- не существует ни в свободном состоянии, ни в соединениях, и отрицательный эффективный заряд атома Кислорода практически никогда существенно не превышает единицы.

В обычных условиях молекула Кислорода двухатомна (О 2); в тихом электрическом разряде образуется также трехатомная молекула О 3 - озон; при высоких давлениях обнаружены в небольших количествах молекулы О 4 . Электронное строение О 2 представляет большой теоретический интерес. В основном состоянии молекула О 2 имеет два неспаренных электрона; для нее неприменима "обычная" классическая структурная формула О=О с двумя двухэлектронными связями. Исчерпывающее объяснение этого факта дано в рамках теории молекулярных орбиталей. Энергия ионизации молекулы Кислорода (О 2 - е → О 2 +) составляет 12,2 эв, а сродство к электрону (О 2 + е → О 2 -) - 0,94 эв. Диссоциация молекулярного Кислорода на атомы при обычной температуре ничтожно мала, она становится заметной лишь при 1500°С; при 5000°С молекулы Кислорода почти полностью диссоциированы на атомы.

Физические свойства Кислорода. Кислород бесцветный газ, сгущающийся при -182,9°С и нормальном давлении в бледно-синюю жидкость, которая при -218,7°С затвердевает, образуя синие кристаллы. Плотность газообразного Кислорода (при 0°С и нормальном давлении) 1,42897 г/л. Критическая температура Кислорода довольно низка (Т крит = -118,84°С), то есть ниже, чем у Cl 2 , СО 2 , SO 2 и некоторых других газов; Т крит = 4,97 Мн/м 2 (49,71 ат). Теплопроводность (при 0°С) 23,86·10 -3 вт/(м·К). Молярная теплоемкость (при 0°С) в дж/(моль·К) С p = 28,9, С v = 20,5, С p /С v = 1,403. Диэлектрическая проницаемость газообразного Кислорода 1,000547 (0°С), жидкого 1,491. Вязкость 189 мпуаз (0°С). Кислород мало растворим в воде: при 20°С и 1 ат в 1 м 3 воды растворяется 0,031 м 3 , а при 0°С - 0,049 м 3 Кислорода. Хорошими твердыми поглотителями Кислорода являются платиновая чернь и активный древесный уголь.

Химические свойства Кислорода. Кислород образует химические соединения со всеми элементами, кроме легких инертных газов. Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, Кислород взаимодействует с большинством элементов непосредственно; исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с Кислородом получают косвенным путем. Почти все реакции Кислорода с других веществами - реакции окисления экзотермичны, то есть сопровождаются выделением энергии. С водородом при обычных температурах Кислород реагирует крайне медленно, выше 550°С эта реакция идет со взрывом:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О.

С серой, углеродом, азотом, фосфором Кислород взаимодействует при обычных условиях очень медленно. При повышении температуры скорость реакции возрастает и при некоторой, характерной для каждого элемента температуре воспламенения начинается горение. Реакция азота с Кислородом благодаря особой прочности молекулы N 2 эндотермична и становится заметной лишь выше 1200°С или в электрическом разряде: N 2 + О 2 = 2NO. Кислород активно окисляет почти все металлы, особенно легко - щелочные и щелочноземельные. Активность взаимодействия металла с Кислородом зависит от многих факторов - состояния поверхности металла, степени измельчения, присутствия примесей.

В процессе взаимодействия вещества с Кислородом исключительно важна роль воды. Например, даже такой активный металл, как калий, с совершенно лишенным влаги Кислородом не реагирует, но воспламеняется в Кислороде при обычной температуре в присутствии даже ничтожных количеств паров воды. Подсчитано, что в результате коррозии ежегодно теряется до 10% всего производимого металла.

Оксиды некоторых металлов, присоединяя Кислород, образуют перекисные соединения, содержащие 2 или более связанных между собой атомов Кислорода. Так, пероксиды Na 2 O 2 и ВаО 2 включают пероксидный ион О 2 2- , надпероксиды NaO 2 и КО 2 - ион О 2 - , а озониды NaO 3 , КО 3 , RbO 3 и CsO 3 - ион О 3 - . Кислород экзотермически взаимодействует со многими сложными веществами. Так, аммиак горит в Кислороде в отсутствии катализаторов, реакция идет по уравнению: 4NH 3 + ЗО 2 = 2N 2 + 6H 2 O. Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора дает NO (этот процесс используют при получении азотной кислоты). Особое значение имеет горение углеводородов (природного газа, бензина, керосина) - важнейший источник тепла в быту и промышленности, например СН 4 + 2О 2 = CO 2 + 2H 2 O. Взаимодействие углеводородов с Кислородом лежит в основе многих важнейших производственных процессов - такова, например, так называемая конверсия метана, проводимая для получения водорода: 2СН 4 + О 2 + 2Н 2 О = 2СО 2 + 6Н 2 . Многие органические соединения (углеводороды с двойной или тройной связью, альдегиды, фенолы, а также скипидар, высыхающие масла и другие) энергично присоединяют Кислород. Окисление Кислородом питательных веществ в клетках служит источником энергии живых организмов.

Получение Кислорода. Существует 3 основных способа получения Кислорода: химический, электролизный (электролиз воды) и физический (разделение воздуха).

Химический способ изобретен ранее других. Кислород можно получать, например, из бертолетовой соли КClОз, которая при нагревании разлагается, выделяя О 2 в количестве 0,27 м 3 на 1 кг соли. Оксид бария ВаО при нагревании до 540°С сначала поглощает Кислород из воздуха, образуя пероксид ВаО 2 , а при последующем нагревании до 870°С ВаО 2 разлагается, выделяя чистый Кислород. Его можно получать также из KMnO 4 , Ca 2 PbO 4 , К 2 Сг 2 О 7 и других веществ при нагревании и добавлении катализаторов. Химический способ получения Кислорода малопроизводителен и дорог, промышленного значения не имеет и используется лишь в лабораторной практике.

Электролизный способ состоит в пропускании постоянного электрического тока через воду, в которую для повышения ее электропроводности добавлен раствор едкого натра NaOH. При этом вода разлагается на Кислород и водород. Кислород собирается около положительного электрода электролизера, а водород - около отрицательного. Этим способом Кислород добывают как побочный продукт при производстве водорода. Для получения 2 м 3 водорода и 1 м 3 Кислорода затрачивается 12-15 кВт·ч электроэнергии.

Разделение воздуха является основным способом получения Кислорода в современной технике. Осуществить разделение воздуха в нормальном газообразном состоянии очень трудно, поэтому воздух прежде сжижают, а уже затем разделяют на составные части. Такой способ получения Кислорода называется разделением воздуха методом глубокого охлаждения. Сначала воздух сжимается компрессором, затем, после прохождения теплообменников, расширяется в машине-детандере или дроссельном вентиле, в результате чего охлаждается до температуры 93 К (-180°С) и превращается в жидкий воздух. Дальнейшее разделение жидкого воздуха, состоящего в основном из жидкого азота и жидкого Кислород, основано на различии температуры кипения его компонентов [Т кип О 2 90,18 К (-182,9°С), t кип N 2 77,36 К (-195,8°С)]. При постепенном испарении жидкого воздуха сначала выпаривается преимущественно азот, а остающаяся жидкость все более обогащается Кислородом. Повторяя подобный процесс многократно на ректификационных тарелках воздухоразделительных колонн, получают жидкий Кислород нужной чистоты (концентрации). В СССР выпускают мелкие (на несколько литров) и самые крупные в мире кислородные воздухоразделительные установки (на 35000 м 3 /ч Кислорода). Эти установки производят технологический Кислород с концентрацией 95-98,5%, технический - с концентрацией 99,2-99,9% и более чистый, медицинский Кислород, выдавая продукцию в жидком и газообразном виде. Расход электрической энергии составляет от 0,41 до 1,6 квт·ч/м 3 .

Кислород можно получать также при разделении воздуха по методу избирательного проницания (диффузии) через перегородки-мембраны. Воздух под повышенным давлением пропускается через фторопластовые, стеклянные или пластиковые перегородки, структурная решетка которых способна пропускать молекулы одних компонентов и задерживать другие.

Газообразный Кислород хранят и транспортируют в стальных баллонах и ресиверах при давлении 15 и 42 Мн/м 2 (соответственно 150 и 420 бар, или 150 и 420 ат), жидкий Кислород в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках. Для транспортировки жидкого и газообразного Кислорода используют также специальные трубопроводы. Кислородные баллоны окрашены в голубой цвет и имеют черную надпись "кислород".

Применение Кислорода. Технический Кислород используют в процессах газопламенной обработки металлов, в сварке, кислородной резке, поверхностной закалке, металлизации и других, а также в авиации, на подводных судах и прочее. Технологический Кислород применяют в химической промышленности при получении искусственного жидкого топлива, смазочных масел, азотной и серной кислот, метанола, аммиака и аммиачных удобрений, пероксидов металлов и других химических продуктов. Жидкий Кислород применяют при взрывных работах, в реактивных двигателях и в лабораторной практике в качестве хладагента.

Заключенный в баллоны чистый Кислород используют для дыхания на больших высотах, при космических полетах, при подводном плавании и других В медицине Кислород дают для вдыхания тяжело больным, применяют для приготовления кислородных, водяных и воздушных (в кислородных палатках) ванн, для внутримышечного введения и т. п.

Кислород в металлургии широко применяется для интенсификации ряда пирометаллургических процессов. Полная или частичная замена поступающего в металлургические агрегаты воздуха кислородом изменила химизм процессов, их теплотехнические параметры и технико-экономические показатели. Кислородное дутье позволило сократить потери тепла с уходящими газами, значительная часть которых при воздушном дутье составлял азот. Не принимая существенного участия в химических процессах, азот замедлял течение реакций, уменьшая концентрацию активных реагентов окислительно-восстановительной среды. При продувке Кислородом снижается расход топлива, улучшается качество металла, в металлургических агрегатах возможно получение новых видов продукции (например, шлаков и газов необычного для данного процесса состава, находящих специальное техническое применение) и др.

Первые опыты по применению дутья, обогащенного Кислородом, в доменном производстве для выплавки передельного чугуна и ферромарганца были проведены одновременно в СССР и Германии в 1932-33. Повышенное содержание Кислорода в доменном дутье сопровождается большим сокращением расхода последнего, при этом увеличивается содержание в доменном газе оксида углерода и повышается его теплота сгорания. Обогащение дутья Кислородом позволяет повысить производительность доменной печи, а в сочетании с газообразным и жидким топливом, подаваемым в горн, приводит к снижению расхода кокса. В этом случае на каждый дополнительный процент Кислорода в дутье производительность увеличивается примерно на 2,5%, а расход кокса снижается на 1%.

Кислород в мартеновском производстве в СССР сначала использовали для интенсификации сжигания топлива (в промышленном масштабе Кислород для этой цели впервые применили на заводах "Серп и молот" и "Красное Сормово" в 1932-33). В 1933 начали вдувать Кислород непосредственно в жидкую ванну с целью окисления примесей в период доводки. С повышением интенсивности продувки расплава на 1 м 3 /т за 1 ч производительность печи возрастает на 5-10%, расход топлива сокращается на 4-5%. Однако при продувке увеличиваются потери металла. При расходе Кислорода до 10 м 3 /т за 1 ч выход стали снижается незначительно (до 1%). В мартеновском производстве Кислород находит все большее распространение. Так, если в 1965 году с применением Кислорода в мартеновских печах было выплавлено 52,1% стали, то в 1970 уже 71%.

Опыты по применению Кислорода в электросталеплавильных печах в СССР были начаты в 1946 на заводе "Электросталь". Внедрение кислородного дутья позволило увеличить производительность печей на 25-30%, снизить удельный расход электроэнергии на 20-30%, повысить качество стали, сократить расход электродов и некоторых дефицитных легирующих добавок. Особенно эффективной оказалась подача Кислорода в электропечи при производстве нержавеющих сталей с низким содержанием углерода, выплавка которых сильно затрудняется вследствие науглероживающего действия электродов. Доля электростали, получаемой в СССР с использованием Кислорода, непрерывно росла и в 1970 составила 74,6% от общего производства стали.

В ваграночной плавке обогащенное Кислородом дутье применяется главным образом для высокого перегрева чугуна, что необходимо при производстве высококачественного, в частности высоколегированного, литья (кремнистого, хромистого и т. д.). В зависимости от степени обогащения Кислородом ваграночного дутья на 30-50% снижается расход топлива, на 30-40% уменьшается содержание серы в металле, на 80-100% увеличивается производительность вагранки и существенно (до 1500°С) повышается температура выпускаемого из нее чугуна.

Кислород в цветной металлургии получил распространение несколько позже, чем в черной. Обогащенное Кислородом дутье используется при конвертировании штейнов, в процессах шлаковозгонки, вельцевания, агломерации и при отражательной плавке медных концентратов. В свинцовом, медном и никелевом производстве кислородное дутье интенсифицировало процессы шахтной плавки, позволило снизить расход кокса на 10-20%, увеличить проплав на 15-20% и сократить количество флюсов в отдельных случаях в 2-3 раза. Обогащение Кислородом воздушного дутья до 30% при обжиге цинковых сульфидных концентратов увеличило производительность процесса на 70% и уменьшило объем отходящих газов на 30%.