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8O
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外觀
無色氣體;淡藍色液體。在這張照片中,氧氣氣泡從液態氧中上升
A glass bottle half-filled with a bluish bubbling liquid

氧的原子光譜
概況
名稱·符號·序數 氧(oxygen)·O·8
元素類別 非金屬氧族元素
·週期· 16·2·p
標準原子質量 15.999(4)
電子排布

[氦] 2s2 2p4
2, 6

氧的電子層(2, 6)
歷史
發現 卡爾·威廉·舍勒(1772年)
命名 拉瓦節(1777年)
物理性質
物態 氣態
密度 (0 °C, 101.325 kPa
1.429 g/L
沸點時液體密度 1.141 g·cm−3
熔點 54.36 K,-218.79 °C,-361.82 °F
沸點 90.20 K,-182.95 °C,-297.31 °F
臨界點 154.59 K,5.043 MPa
熔化熱 (O2) 0.444 kJ·mol−1
汽化熱 (O2) 6.82 kJ·mol−1
比熱容 (O2)
29.378 J·mol−1·K−1

蒸汽壓

壓(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
溫(K)       61 73 90
原子性質
氧化態 2, 1, −1, −2
電負性 3.44(鮑林標度)
電離能

第一:1313.9 kJ·mol−1
第二:3388.3 kJ·mol−1
第三:5300.5 kJ·mol−1

更多
共價半徑 66±2 pm
范德華半徑 152 pm
雜項
晶體結構

簡單立方

氧具有簡單立方晶體結構
磁序 順磁性
熱導率 26.58x10-3  W·m−1·K−1
聲速 (gas, 27 °C) 330 m·s−1
CAS號 7782-44-7
最穩定同位素

主條目:氧的同位素

同位素 豐度 半衰期 方式 能量MeV 產物
16O 99.76% 穩定,帶8個中子
17O 0.039% 穩定,帶9個中子
18O 0.201% 穩定,帶10個中子

Oxygen,舊譯作)是一種化學元素,其原子序數為8,相對原子質量為15.9994。由符號「O」表示。在元素週期表中,氧是氧族元素的一員,它也是一個高反應性的第2周期非金屬元素,很容易與幾乎所有其它元素形成化合物(主要為氧化物)。在標準狀況下,兩個氧原子結合形成氧氣,是一種無色無嗅無味的雙原子氣體,化學式為O2。如果按質量計算,氧在宇宙中的含量僅次於,在地殼中,氧則是含量最豐富的元素。氧不僅佔了質量的89%,也佔了空氣體積的20.9%。

構成有機體的所有主要化合物都含有氧,包括蛋白質碳水化合物脂肪。構成動物牙齒骨骼的主要無機化合物也含有氧。由藍藻藻類和植物經過光合作用所產生的氧氣化學式為O2,幾乎所有複雜生物的細胞呼吸作用都需要用到氧氣。動物中,除了極少數之外,皆無法終身脫離氧氣生存[1]。對於厭氧性生物來說,氧氣是有毒的。這類生物曾經是早期地球上的主要生物,直到25億年前氧氣(O2)開始在大氣層中逐漸積累。[2]目前大氣中氧氣主要來源有約九成來自水域中的植物所行之光合作用。氧元素的另一個同素異形體臭氧。在高海拔形成的臭氧層能夠隔離來自太陽的紫外線輻射。但是接近地表的臭氧則是一種污染,這些臭氧主要存在於光化學煙霧中。

性質[編輯]

在自然界中,氧的單質形態一般為雙原子分子的氧氣(O2),在臭氧層中經紫外線的作用也可以生成三個氧原子組成的臭氧(O3)。除此之外,義大利一所大學的科學家於2001年11月製得了亞穩態的的四氧分子(O4)。[來源請求]氧氣在標準狀況下是無色無味無臭,能幫助燃燒的的氣體。液氧呈淡藍色,具有順磁性。氧能跟化合成。臭氧在標準狀況下是一種有特殊臭味的藍色氣體。

化學性質[編輯]

氧的活性很大,除了稀有氣體、活性小的金屬元素如之外,大部分的元素都能與氧起反應,這些反應稱為氧化反應,而反應產生的化合物稱為氧化物。一般而言,非金屬氧化物的水溶液呈酸性,而鹼金屬鹼土金屬氧化物則為鹼性。此外,幾乎所有的有機化合物CCl4和氫原子數目小於鹵原子數目的鹵代烴除外),可在氧氣中劇烈燃燒生成二氧化碳蒸汽。

製備[編輯]

拉瓦錫曾以在空氣中加熱,產生紅色的氧化汞粉末,再加熱氧化汞取得純氧。

\rm 2Hg + O_2 \longrightarrow 2HgO
\rm 2HgO \longrightarrow 2Hg + O_2 \uparrow

實驗室中常用氯酸鉀晶體與二氧化錳(催化劑)混合加熱製取,並以排水集氣法或向上排空氣法收集:

\rm 2KClO_3 \xrightarrow[\Delta]{MnO_2} 2KCl + 3O_2\uparrow

或利用二氧化錳催化雙氧水分解產生氧:

\rm 2H_2O_2 \xrightarrow{MnO_2} 2H_2O + O_2\uparrow

再或者用高錳酸鉀加熱分解生成錳酸鉀、二氧化錳和氧氣:

\rm 2KMnO_4 \xrightarrow{\Delta} K_2MnO_4 +MnO_2+ O_2\uparrow

工業上則是利用分離液態空氣和電解水製取氧氣:

\rm 2H_2O \xrightarrow{galvanize} O_2\uparrow + 2H_2\uparrow

(電解水,"+"極產生\rm O_2,"-"極產生\rm H_2。)

發現[編輯]

氧元素最先由瑞典藥劑師化學家舍勒於1774年發現,英國化學家約瑟夫·普利斯特里也在其之後發現,但由於普利斯特里堅持燃素說的理論,他未能成為化學革命的先驅者。

1777年,法國化學家拉瓦錫提出燃燒的氧化學說,指出物質只能在含氧的空氣中進行燃燒,燃燒物重量的增加與空氣中失去的氧相等,從而推翻了全部的燃素說,並正式確立質量守恆定律。從嚴格意義上講,發現氧元素的為瑞典化學家舍勒,而確定氧元素化學性質的為法國化學家拉瓦錫。

同位素[編輯]

A concentric-sphere diagram, showing, from the core to the outer shell, iron, silicon, oxygen, neon, carbon, helium and hydrogen layers.
在大質量恆星的晚期,16O集中在O層,17O在H層,18O在He層。

已經測定的氧的同位素有13個,包括12O24O。其中,自然產生的氧有三種穩定的同位素16O, 17O, 18O,其中16O最豐富(佔99.762%的自然豐度)。[3]其餘的10種氧同位素為放射性同位素。

大多數的16O是在大質量恆星的氦聚變過程的末期被合成的。但也有一些是由氖燃燒過程產生的。[4]17O則主要是在碳氮氧循環中經由燃燒至的過程產生,這使得它在恆星的氫燃燒區中很常見。[4] 大多數的18O是當14N捕獲了一個4He原子核時產生,因而在進化的大質量恆星的氦燃燒區中很常見。[4]

氧的10种放射性同位素已經被探測過了。最穩定的15O的半衰期為122.24,而14O的半衰期為70.606秒。[3]其餘的放射性同位素的半衰期都少於27秒,其中大部分甚至少於83毫秒[3]輕於16O的氧同位素的常見衰變類型β+衰變[5][6][7]併產生氮,而重於18O的同位素的衰變模式是β衰變併產生[3]

利用醫用回旋加速器產生的質子,轟擊重氧水之中的氧-18,通過(p,n)核反應,從而獲得可以發射正電子放射性同位素氟-18離子,用於合成正電子發射計算機斷層掃描檢查所需的示蹤劑氟代脫氧葡萄糖

在地球上的分布[編輯]

元素占整個地殼質量的48.6%,它在地殼中基本上是以氧化物的形式存在的。每一千克的海水中溶解有2.8毫克的氧氣,而海水中的氧元素差不多達到了88%.就整個地球而言,氧的質量分數為15.2%。無論是人、動物還是植物,他們的生物細胞都有類似的組成,其中氧元素佔到了65%的質量。而在地球大氣層中,氧的含量佔第二多,有20.946%。

危險性[編輯]

高濃度的氧氣能促進火迅速燃燒。氧化劑,如過氧化物、氯酸鹽硝酸鹽高氯酸鹽重鉻酸鹽被火接近時亦可能促進燃燒甚至引發爆炸,長時間吸入高濃度的氧氣會引起氧中毒

參考[編輯]