Изотопи на кислородот

Кислород  (₈O)

Спектрални линии на кислородот
Општи својства
Име и симбол	кислород (O)
Изглед	гас: безбоен течност: светлосина
Кислородот во периодниот систем
– ↑ O ↓ S азот ← кислород → флуор
Атомски број	8
Стандардна атомска тежина (Ar)	15,999[1] (15,99903–15,99977)[2]
Категорија	двоатомен неметал
Група и блок	група 16 (халокгени), p-блок
Периода	II периода
Електронска конфигурација	[He] 2s2 2p4
по обвивка	2, 6
Физички својства
Фаза	гасна
Точка на топење	54,36 K ​(−218,79 °C)
Точка на вриење	90,188 K ​(−182,962 °C)
Густина при стп (0 °C и 101,325 kPa)	1,429 г/Л
кога е течен, при т.в.	1,141 г/см3
Тројна точка	54,361 K, ​0,1463 kPa
Критична точка	154,581 K, 5,043 MPa
Топлина на топење	(O2) 0,444 kJ/mol
Топлина на испарување	(O2) 6,82 kJ/mol
Моларен топлински капацитет	(O2) 29,378 J/(mol·K)
парен притисок P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k при T (K)       61 73 90
Атомски својства
Оксидациони степени	2, 1, −1, −2
Електронегативност	Полингова скала: 3,44
Енергии на јонизација	I: 1313,9 kJ/mol II: 3388,3 kJ/mol II: 5300,5 kJ/mol (повеќе)
Ковалентен полупречник	66±2 пм
Ван дер Валсов полупречник	152 пм
Спектрални линии на кислород
Разни податоци
Кристална структура	​коцкеста
Брзина на звукот	330 м/с (гас, при 27 °C)
Топлинска спроводливост	26,58×10−3  W/(m·K)
Магнетно подредување	парамагнетно
CAS-број	7782-44-7
Историја
Откриен	Карл Вилхелм Шеле (1772)
Именуван од	Антоан Лавоазје (1777)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на кислородот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП 16O 99,76 % 16O е стабилен со 8 неутрони 17O 0,039 % 17O е стабилен со 9 неутрони 18O 0,201 % 18O е стабилен со 10 неутрони
преглед разговор уреди | наводи | Википодатоци

Постојат три познати стабилни изотопи на кислород (₈O): 16
O
, 17
O
, and 18
O
.

Радиоактивни изотопи кои се движат од 11
O
до 28
O
се карактеризираат и сите краткотрајни. Најдолговечниот радиоизотоп е 15
O
со полураспад од 122,266 ± (43), додека најкраткотрајниот изотоп е неврзаниот 11
O
со полураспад од 198 ± (12), иако полураспадот не е измерен за неврзаните тешки изотопи 27
O
и 28
O
. ^[3]

1. ↑ ^mO – Возбуден јадрен изомер.
2. ↑ ( ) – Неизвесноста (1σ) е дадена во концизен облик во загради по соодветните последни цифри.
3. ↑ Облици на распад:

   n:	Неутронски распад
   p:	Протонски распад

4. ↑ Задебелен симбол како изведен – Изведениот производ е стабилен.
5. ↑ ( ) спинова вредност – Означува спин со слаби зададени аргументи.
6. ↑ # – Вредностите означени со # не се само изведени од опитни податоци, туку барем делумно и од трендови во соседните нуклиди (TNN).

Природниот кислород е направен од три стабилни изотопи, 16
O
, 17
O
, и 18
O
, со 16
O
е најзастапен (99,762% природно изобилство ). Во зависност од копнениот извор, стандардната атомска тежина варира во опсег од [15,99903, 15,99977] ( конвенционалната вредност е 15,999). 16
O
има високо релативно и апсолутно изобилство бидејќи е главен производ на ѕвездениот равој и затоа што е примарен изотоп, што значи дека може да биде направен од ѕвезди кои првично биле само водород. Повеќето 16
O
се синтетизира на крајот од процесот на јадрено соединување на хелиум во ѕвездите; процесот на тројна алфа создава 12 В , што доловува дополнителни 16
O
јадро за да произведе 4
He
. Процесот на согорување на неон создава дополнителни 16
O
.

Двата 17
O
и 18
O
се секундарни изотопи, што значи дека нивната синтеза бара семенски јадра. 17
O
првенствено се создава со согорување на водород во хелиум во јаглеродниот циклус, што го прави вообичаен изотоп во регионот на согорување на водород на ѕвездите. ^[10] Повеќето 18
O
се произведува кога 14
N
(направено изобилно од согорувањето на јаглеродниот циклус) доловува 4
He
јадро, станувајќи 16
O
. Овој брз (полураспад околу 110 минути) бета-распад на 18
O
го прави тој изотоп вообичаен во зоните на ѕвездите богати со хелиум. ^[10] Температури од редот на 10 ⁹ келвин се потребни за спојување на кислородот во сулфур. ^[11]

Атомска маса од 16 била доделена на кислородот пред дефиницијата за унифицирана единица атомска маса врз основа на 12
C
. ^[12] Бидејќи физичарите се осврнале на 16
O
, додека хемичарите сметале на природната мешавина на изотопи, тоа довело до малку поинакви масивни размери.

Мерењата на соодносот ¹⁸O/¹⁶O ratio често се користат за интерпретација на промените во палеоклимата. Кислородот во воздухот на Земјата е 99,759 16
O
, 0,037 17
O
и 0,204 18
O
. ^[13] Молекулите на водата со полесен изотоп имаат малку поголема веројатност да испарат и помала веројатност да паднат како врнежи, ^[14] така што слатката вода и поларниот мраз на Земјата имаат нешто помалку (0,1981%) 18
O
отколку воздухот (0,204%) или морска вода (0,1995%). Овој диспаритет овозможува анализа на температурните обрасци преку историските ледени јадра.

Цврстите примероци (органски и неоргански) за изотопски однос на кислород обично се складираат во сребрени чаши и се мерат преку пиролиза и масена спектрометрија. ^[15] Научниците треба да избегнуваат неправилно или продолжено складирање на примероците за точни мерења. ^[15]

Поради природниот кислород кој е претежно 16
O, мострите збогатени со други стабилни изотопи може да се користат за озонско означување. На пример, било докажано дека кислородот ослободен во фотосинтезата потекнува од H₂O, наместо од исто така потрошениот CO
2, со експерименти за следење на изотопи. Кислородот содржан во CO
2 за возврат се користи за составување на шеќерите формирани од фотосинтезата.

Во јадрените реактори со тешка вода, јадрениот модератор по можност треба да биде низок во 17
O и 18
O поради нивниот повисок пресек на впивање на неутрони во споредба со 16
O. Иако овој ефект може да се забележи и во реакторите со лесна вода, обичниот водород (протиум) има повисок пресек на впивае од кој било стабилен изотоп на кислород и неговата густина на бројот е двојно поголема во вода од онаа на кислородот, така што ефектот е занемарлив. Бидејќи некои методи на изотопско раздвојување ги збогатуваат не само потешките изотопи на водород, туку и потешките изотопи на кислород при производство на тешка вода, концентрацијата на 17
O и 18
O може да биде мерливо повисоко. Понатаму, 17
O (n, α) 14
C реакцијата е дополнителен непожелен резултат на покачена концентрација на потешки изотопи на кислород. Затоа, објектите кои го отстрануваат тритиумот од тешката вода што се користи во јадрените реактори честопати исто така го отстрануваат или барем го намалуваат количеството на потешки изотопи на кислород.

Изотопи на кислород се користат и за следење на составот и температурата на океаните од која потекнуваат морските плодови. ^[16]

Се карактеризираат 13 радиоизотопи; најстабилни се 15
O
со полураспад 122,266 ± (43) и 14
O
122,266 ± (43) 14
O
со полураспад од 70,621 ± (11). Сите преостанати радиоизотопи имаат полураспад помал од 27 и повеќето имаат полураспад помал од 0,1 с. Четирите најтешки познати изотопи (до 28
O
) имаат неутронски распад до 24
O
, чиј полураспад е 77,4 ± (4,5). Овој изотоп, заедно со <sup id="mwAaE">28</sup>Ne, се користени во моделот на реакции во кората на неутронските ѕвезди. ^[17] Најчестиот начин на распаѓање за изотопи полесни од стабилните изотопи е β<sup id="mwAag">+-</sup>распад во азот, а најчестиот начин потоа е ^β- распаѓање во флуор.

Кислород-13 е нестабилен изотоп, со 8 протони и 5 неутрони. Поседува спин 3/2− и полураспад 8,58 ± (5) . Неговата атомска маса е 13,024815 ± (10). Се распаѓа до азот-13 со електронски зафат, со енергија на распаѓање од 17,770 ± (10) . Неговиот матичен нуклид е флуор-14.

Кислород-14 е вториот најстабилен радиоизотоп. Јонските снопови на кислород-14 се од интерес за истражувачите на јадра кои се богати со протони; на пример, еден ран експеримент во Објектот за ретки изотопски греди во Ист Лансинг, Мичиген, користел зрак ^{од 14}O за да го проучува преминот на бета-распадот на овој изотоп до ¹⁴N. ^{[18] [19]}

Кислород-15 е радиоизотоп, кој често се користи во позитронска емисиона томографија (ПЕТ). Може да се користи, меѓу другото, во вода за Сцинтиграфија на миокардна перфузија на PET и за снимање на мозокот. ^{[20] [21]} Има атомска маса од 15,0030656 ± (5) и полураспад од 122,266 ± (43). Се произведува преку деутериумско бомбардирање на азот-14 со помош на циклотрон. ^[22]

14
N
+ 2
H
→ 15
O
+ n

Кислород-15 и азот-13 се произведуваат во воздухот кога гама зраците (на пример од молња) ги исфрлаат неутроните од ¹⁶O и ¹⁴N: ^[23]

16
O
+ γ → 15
O
+ n

14
N
+ γ → 13
N
+ n

15
O
се распаѓа на 15
N
, емитувајќи позитрон. Позитронот брзо се уништува со електрон, создавајќи два гама зраци од околу 511 keV. По удар на гром, ова гама зрачење умира со полураспад од 2 минути, но овие гама зраци со ниска енергија поминуваат во просек само околу 90 метри низ воздухот. Заедно со зраците произведени од позитроните од азот-13, тие можат да бидат откриени само за една минута или повеќе како „облакот“ на

15
O
и 13
N
лебди, носен од ветрот.^[8]

Кислород-20 има полураспад од 13,51 ± 0,05 и се распаѓа за β ⁻ се распаѓа до <sup id="mwAgQ">20</sup>F. Таа е една од познатите исфрлени честички од распаѓање на кластерот, која е емитирана во распаѓањето од <sup id="mwAgc">228</sup>Th со сооднос на разгранување од околу 1,13 ± 0,22 . ^[24]

• Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). „Oxygen“. Во Clifford A. Hampel (уред.). The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. стр. 499–512. LCCN 68-29938.
• Emsley, John (2001). „Oxygen“. Nature's Building Blocks: An A–Z Guide to the Elements. Oxford, England, UK: Oxford University Press. стр. 297–304. ISBN 978-0-19-850340-8.
• Parks, G. D.; Mellor, J. W. (1939). Mellor's Modern Inorganic Chemistry (6th. изд.). London: Longmans, Green and Co.

п р у Изотопи на хемиските елементи
1 H																	2 He
3 Li	4 Be											5 B	6 C	7 N	8 O	9 F	10 Ne
11 Na	12 Mg											13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar
19 K	20 Ca	21 Sc	22 Ti	23 V	24 Cr	25 Mn	26 Fe	27 Co	28 Ni	29 Cu	30 Zn	31 Ga	32 Ge	33 As	34 Se	35 Br	36 Kr
37 Rb	38 Sr	39 Y	40 Zr	41 Nb	42 Mo	43 Tc	44 Ru	45 Rh	46 Pd	47 Ag	48 Cd	49 In	50 Sn	51 Sb	52 Te	53 I	54 Xe
55 Cs	56 Ba		72 Hf	73 Ta	74 W	75 Re	76 Os	77 Ir	78 Pt	79 Au	80 Hg	81 Tl	82 Pb	83 Bi	84 Po	85 At	86 Rn
87 Fr	88 Ra		104 Rf	105 Db	106 Sg	107 Bh	108 Hs	109 Mt	110 Ds	111 Rg	112 Cn	113 Nh	114 Fl	115 Mc	116 Lv	117 Ts	118 Og
		57 La	58 Ce	59 Pr	60 Nd	61 Pm	62 Sm	63 Eu	64 Gd	65 Tb	66 Dy	67 Ho	68 Er	69 Tm	70 Yb	71 Lu
		89 Ac	90 Th	91 Pa	92 U	93 Np	94 Pu	95 Am	96 Cm	97 Bk	98 Cf	99 Es	100 Fm	101 Md	102 No	103 Lr
Таблица на нуклиди

Грешка во наводот: Има ознаки <ref> за група именувана како „n“, но нема соодветна ознака <references group="n"/>.