Se referă la caracteristicile unei substanțe simple oxigen. Oxigen: proprietăți chimice ale elementului

De la apariția chimiei, omenirii a devenit clar că totul în jur constă dintr-o substanță, care include elemente chimice. Varietatea substanțelor este asigurată de diverși compuși elemente simple. Până în prezent, 118 elemente chimice au fost descoperite și incluse în tabelul periodic al lui D. Mendeleev. Printre acestea, merită evidențiate o serie de lideri, a căror prezență a determinat apariția vieții organice pe Pământ. Această listă include: azot, carbon, oxigen, hidrogen, sulf și fosfor.

Oxigenul: istoria descoperirii

Toate aceste elemente, precum și o serie de altele, au contribuit la dezvoltarea evoluției vieții pe planeta noastră în forma în care observăm acum. Dintre toate componentele, oxigenul este mai abundent în natură decât alte elemente.

Oxigenul ca element separat a fost descoperit la 1 august 1774. În cursul unui experiment de obținere a aerului din scara de mercur prin încălzire cu o lentilă obișnuită, el a descoperit că o lumânare arde cu o flacără neobișnuit de strălucitoare.

Multă vreme, Priestley a încercat să găsească o explicație rezonabilă pentru asta. La acea vreme, acestui fenomen i s-a dat numele de „al doilea aer”. Ceva mai devreme, inventatorul submarinului, K. Drebbel, a izolat oxigenul la începutul secolului al XVII-lea și l-a folosit pentru a respira în invenția sa. Dar experimentele sale nu au afectat înțelegerea rolului pe care îl joacă oxigenul în natura schimbului de energie al organismelor vii. Cu toate acestea, chimistul francez Antoine Laurent Lavoisier este recunoscut drept omul de știință care a descoperit oficial oxigenul. A repetat experimentul lui Priestley și a realizat că gazul rezultat era un element separat.

Oxigenul interacționează cu aproape toate gazele simple, cu excepția gazelor inerte și a metalelor nobile.

Găsirea oxigenului în natură

Dintre toate elementele planetei noastre, oxigenul ocupă cea mai mare pondere. Distribuția oxigenului în natură este foarte diversă. Este prezent atât în ​​formă legată, cât și în formă liberă. De regulă, fiind un agent oxidant puternic, se află în stare legată. Prezența oxigenului în natură ca element separat nelegat este înregistrată numai în atmosfera planetei.

Este conținut sub formă de gaz și este o combinație de doi atomi de oxigen. Reprezintă aproximativ 21% din volumul total al atmosferei.

Oxigenul din aer, pe lângă forma sa obișnuită, are o formă izotropă sub formă de ozon. este format din trei atomi de oxigen. Culoarea albastră a cerului este direct legată de prezența acestui compus în atmosfera superioară. Datorită ozonului, radiația tare cu lungime de undă scurtă de la Soarele nostru este absorbită și nu ajunge la suprafață.

În absența stratului de ozon, viața organică ar fi distrusă, precum mâncarea prăjită într-un cuptor cu microunde.

În hidrosfera planetei noastre, acest element este într-o formă legată cu doi și formează apă. Proporția de oxigen din oceane, mări, râuri și apele subterane este estimată la aproximativ 86-89%, ținând cont de sărurile dizolvate.

În scoarța terestră, oxigenul este într-o formă legată și este cel mai comun element. Cota sa este de aproximativ 47%. Prezența oxigenului în natură nu se limitează la învelișurile planetei, acest element face parte din toate ființele organice. Ponderea sa ajunge în medie la 67% din greutate totală toate elementele.

Oxigenul este baza vieții

Datorită activității oxidative ridicate, oxigenul se combină destul de ușor cu majoritatea elementelor și substanțelor, formând oxizi. Puterea mare de oxidare a elementului asigură binecunoscutul proces de ardere. Oxigenul este, de asemenea, implicat în procesele lente de oxidare.

Rolul oxigenului în natură ca agent oxidant puternic este indispensabil în viața organismelor vii. Datorită acestui proces chimic, oxidarea substanțelor are loc odată cu eliberarea de energie. Organismele vii îl folosesc pentru activitatea lor de viață.

Plantele sunt sursa de oxigen din atmosferă

În stadiul inițial al formării atmosferei pe planeta noastră, oxigenul existent se afla într-o stare legată, sub formă de dioxid de carbon (dioxid de carbon). De-a lungul timpului, au apărut plante care puteau absorbi dioxidul de carbon.

Acest proces a fost posibil prin apariția fotosintezei. De-a lungul timpului, în timpul vieții plantelor, de-a lungul a milioane de ani, în atmosfera Pământului s-a acumulat o mare cantitate de oxigen liber.

Potrivit oamenilor de știință, în trecut, fracția sa de masă atingea aproximativ 30%, de o ori și jumătate mai mult decât acum. Plantele, atât în ​​trecut, cât și acum, au influențat semnificativ ciclul oxigenului în natură, oferind astfel o floră și o faună diversă a planetei noastre.

Importanța oxigenului în natură nu este doar uriașă, ci este primordială. Sistemul metabolic al lumii animale se bazează în mod clar pe prezența oxigenului în atmosferă. Fără el, viața devine imposibilă așa cum o știm. Printre locuitorii planetei vor rămâne doar organisme anaerobe (capabile să trăiască fără oxigen).

Intensiv in natura este asigurat de faptul ca se afla in trei stari de agregare in combinatie cu alte elemente. Fiind un agent oxidant puternic, se schimbă foarte ușor de la o formă liberă la una legată. Și numai datorită plantelor care descompun dioxidul de carbon prin fotosinteză, acesta este disponibil în formă liberă.

Procesul de respirație al animalelor și insectelor se bazează pe producerea de oxigen nelegat pentru reacții redox, urmată de producerea de energie pentru a asigura activitatea vitală a organismului. Prezența oxigenului în natură, legat și liber, asigură funcționarea deplină a întregii vieți de pe planetă.

Evoluția și „chimia” planetei

Evoluția vieții pe planetă s-a bazat pe compoziția atmosferei Pământului, compoziția mineralelor și prezența apei în stare lichidă.

Compoziția chimică a scoarței, atmosfera și prezența apei au devenit baza pentru originea vieții pe planetă și au determinat direcția evoluției organismelor vii.

Pe baza „chimiei” existente a planetei, evoluția a ajuns la viața organică pe bază de carbon, bazată pe apă ca solvent. substanțe chimice, precum și utilizarea oxigenului ca agent oxidant în vederea obținerii de energie.

O altă evoluție

În acest stadiu, știința modernă nu respinge posibilitatea vieții în alte medii decât cele terestre, unde siliciul sau arsenul pot fi luate ca bază pentru construirea unei molecule organice. Iar mediul lichidului, ca solvent, poate fi un amestec de amoniac lichid cu heliu. În ceea ce privește atmosfera, aceasta poate fi reprezentată sub formă de hidrogen gazos cu un amestec de heliu și alte gaze.

Ce procese metabolice pot fi în astfel de condiții, știința modernă nu este încă capabilă să modeleze. Cu toate acestea, această direcție a evoluției vieții este destul de acceptabilă. După cum arată timpul, omenirea se confruntă în mod constant cu extinderea granițelor înțelegerii noastre despre lume și viața în ea.

Conținutul articolului

OXIGEN, O (oxigeniu), element chimic VIA subgrupe ale tabelului periodic al elementelor: O, S, Se, Te, Po - un membru al familiei calcogenului. Acesta este elementul cel mai des întâlnit în natură, conținutul său în atmosfera Pământului este de 21% (vol.), în scoarța terestră sub formă de compuși de cca. 50% (greutate) și în hidrosferă 88,8% (greutate).

Oxigenul este esențial pentru viața pe pământ: animalele și plantele consumă oxigen prin respirație, iar plantele eliberează oxigen prin fotosinteză. Materia vie conține oxigen legat nu numai în fluidele corpului (celule sanguine etc.), ci și în carbohidrați (zahăr, celuloză, amidon, glicogen), grăsimi și proteine. lut, stânci constau din silicați și alți compuși anorganici care conțin oxigen, cum ar fi oxizi, hidroxizi, carbonați, sulfați și nitrați.

Referință istorică.

Primele informații despre oxigen au devenit cunoscute în Europa din manuscrisele chinezești din secolul al VIII-lea. La începutul secolului al XVI-lea Leonardo da Vinci a publicat date legate de chimia oxigenului, neștiind încă că oxigenul este un element. Reacțiile de adiție de oxigen sunt descrise în lucrări științifice S. Gales (1731) și P. Bayen (1774). Studiile lui K. Scheele în 1771–1773 despre interacțiunea metalelor și fosforului cu oxigenul merită o atenție deosebită. J. Priestley a raportat descoperirea oxigenului ca element în 1774, la câteva luni după ce Bayen a raportat despre reacțiile cu aerul. Numele de oxigen („oxigen”) a fost dat acestui element la scurt timp după descoperirea lui Priestley și este derivat din cuvintele grecești pentru „producător de acid”; acest lucru se datorează concepției greșite că oxigenul este prezent în toți acizii. Explicaţia rolului oxigenului în procesele de respiraţie şi ardere îi aparţine însă lui A. Lavoisier (1777).

Structura atomului.

Orice atom de oxigen natural conține 8 protoni în nucleu, dar numărul de neutroni poate fi 8, 9 sau 10. Cel mai comun dintre cei trei izotopi de oxigen (99,76%) este 16 8 O (8 protoni și 8 neutroni). Conținutul unui alt izotop, 18 8 O (8 protoni și 10 neutroni), este de doar 0,2%. Acest izotop este folosit ca etichetă sau pentru identificarea anumitor molecule, precum și pentru studii biochimice și medico-chimice (o metodă de studiere a urmelor neradioactive). Al treilea izotop neradioactiv de oxigen 17 8 O (0,04%) conține 9 neutroni și are un număr de masă de 17. După ce masa izotopului de carbon 12 6 C a fost acceptată de Comisia Internațională ca masă atomică standard în 1961, masa atomică medie ponderată a oxigenului a devenit 15, 9994. Până în 1961, chimiștii considerau unitatea standard de masă atomică ca fiind masa atomică a oxigenului, care se presupunea a fi 16.000 pentru un amestec de trei izotopi naturali de oxigen. Fizicienii au luat numărul de masă al izotopului de oxigen 16 8 O ca unitate standard de masă atomică, prin urmare, conform scalei fizice, masa atomică medie a oxigenului a fost 16,0044.

Există 8 electroni într-un atom de oxigen, cu 2 electroni la nivelul interior și 6 electroni la nivelul exterior. Prin urmare, în reacțiile chimice, oxigenul poate accepta de la donatori până la doi electroni, completându-și învelișul exterior până la 8 electroni și formând o sarcină negativă în exces.

Oxigenul molecular.

La fel ca majoritatea celorlalte elemente, cărora le lipsesc 1-2 electroni atomii pentru a completa învelișul exterior de 8 electroni, oxigenul formează o moleculă diatomică. Acest proces eliberează multă energie (~490 kJ/mol) și, în consecință, aceeași cantitate de energie trebuie cheltuită pentru procesul invers de disociere a moleculei în atomi. Puterea legăturii O-O este atât de mare încât la 2300°C doar 1% din moleculele de oxigen se disociază în atomi. (Este de remarcat faptul că în formarea moleculei de azot N 2 puterea legăturii N–N este chiar mai mare, ~710 kJ/mol.)

Structura electronică.

În structura electronică a moleculei de oxigen, așa cum era de așteptat, distribuția electronilor cu un octet în jurul fiecărui atom nu este realizată, dar există electroni nepereche, iar oxigenul prezintă proprietăți tipice unei astfel de structuri (de exemplu, interacționează cu un câmp magnetic, fiind un paramagnet).

Reacții.

În condiții adecvate, oxigenul molecular reacționează cu aproape orice element, cu excepția gazelor nobile. Cu toate acestea, în condiții de cameră, doar cele mai active elemente reacționează cu oxigenul destul de repede. Este probabil ca majoritatea reacțiilor să aibă loc numai după disociarea oxigenului în atomi, iar disocierea are loc numai la temperaturi foarte ridicate. Totuşi, catalizatorii sau alte substanţe din sistemul de reacţie pot favoriza disocierea O2. Se știe că metalele alcaline (Li, Na, K) și alcalino-pământoase (Ca, Sr, Ba) reacţionează cu oxigenul molecular pentru a forma peroxizi:

Chitanța și cererea.

Datorită prezenței oxigenului liber în atmosferă, cea mai eficientă metodă de extracție a acestuia este lichefierea aerului, din care se îndepărtează impuritățile, CO 2 , praful etc. metode chimice și fizice. Procesul ciclic include compresia, răcirea și expansiunea, ceea ce duce la lichefierea aerului. Cu o creștere lentă a temperaturii (distilarea fracționată), aerul lichid evaporă mai întâi gazele nobile (cele mai greu de lichefiat), apoi rămâne azotul și oxigenul lichid. Ca urmare, oxigenul lichid conține urme de gaze nobile și un procent relativ mare de azot. Pentru multe aplicații, aceste impurități nu interferează. Cu toate acestea, pentru a obține oxigen de înaltă puritate, procesul de distilare trebuie repetat. Oxigenul este stocat în rezervoare și cilindri. Este folosit în cantități mari ca oxidant pentru kerosen și alți combustibili în rachete și nave spațiale. Industria siderurgică folosește oxigen gazos pentru a sufla fierul prin procesul Bessemer pentru a îndepărta rapid și eficient impuritățile C, S și P. Oxigenul produce oțel mai rapid și mai bine decât cu aer. Oxigenul este folosit și pentru sudarea și tăierea metalelor (flacără oxiacetilenă). Oxigenul este folosit și în medicină, de exemplu, pentru a îmbogăți mediul respirator al pacienților cu dificultăți de respirație. Oxigenul poate fi obținut în diverse metode chimice, iar unele dintre ele sunt folosite pentru a obține cantități mici de oxigen pur în practica de laborator.

Electroliză.

Una dintre metodele de obținere a oxigenului este electroliza apei care conține mici adaosuri de NaOH sau H 2 SO 4 ca catalizator: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. În acest caz, se formează mici impurități de hidrogen. Cu ajutorul unui dispozitiv de descărcare, urmele de hidrogen din amestecul de gaze sunt din nou transformate în apă, ai cărei vapori sunt îndepărtați prin înghețare sau adsorbție.

Disocierea termică.

O metodă importantă de laborator pentru obținerea oxigenului, propusă de J. Priestley, este descompunerea termică a oxizilor de metale grele: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Priestley s-a concentrat pentru asta razele de soare pe pulbere de oxid de mercur. O metodă de laborator binecunoscută este, de asemenea, disocierea termică a oxosărurilor, de exemplu, cloratul de potasiu în prezența unui catalizator - dioxid de mangan:

Dioxidul de mangan, adăugat în cantități mici înainte de calcinare, face posibilă menținerea temperaturii și vitezei de disociere necesare, iar MnO2 în sine nu se modifică în timpul procesului.

De asemenea, se folosesc metode de descompunere termică a nitraților:

precum și peroxizii unor metale active, de exemplu:

2BaO2® 2BaO + O2

Ultima metodă a fost la un moment dat pe scară largă pentru extragerea oxigenului din atmosferă și a constat în încălzirea BaO în aer până la formarea BaO2, urmată de descompunerea termică a peroxidului. Metoda de descompunere termică își păstrează importanța pentru producerea de peroxid de hidrogen.

UNELE PROPRIETĂȚI FIZICE ALE OXIGENULUI
numar atomic	8
Masă atomică	15,9994
Punct de topire, °С	–218,4
Punct de fierbere, °С	–183,0
Densitate
solid, g/cm 3 (at t pl)	1,27
lichid g / cm 3 (at t kip)	1,14
gazos, g / dm 3 (la 0 ° C)	1,429
relativ la aer	1,105
a critică, g / cm 3	0,430
Temperatura critică a, °С	–118,8
Presiune critică a, atm	49,7
Solubilitate, cm 3 /100 ml solvent
în apă (0°C)	4,89
în apă (100°C)	1,7
în alcool (25°C)	2,78
Raza, Å	0,74
covalent	0,66
ionic (O 2–)	1,40
Potențial de ionizare, V
primul	13,614
al doilea	35,146
Electronegativitate (F=4)	3,5
a Temperatura și presiunea la care densitatea unui gaz și a unui lichid este aceeași.

proprietăți fizice.

Oxigenul în condiții normale este un gaz incolor, inodor și fără gust. Oxigenul lichid are o culoare albastru pal. Oxigenul solid există în cel puțin trei modificări cristaline. Oxigenul gazos este solubil în apă și formează probabil compuși instabili, cum ar fi O 2 H H 2 O și, eventual, O 2 H 2H 2 O.

Proprietăți chimice.

După cum sa menționat deja, activitatea chimică a oxigenului este determinată de capacitatea sa de a se disocia în atomi de O, care sunt foarte reactivi. Doar cele mai active metale și minerale reacționează cu O 2 la o rată mare la temperaturi scăzute. Cele mai active metale alcaline (subgrupe IA) și unele metale alcalino-pământoase (subgrupe IIA) formează peroxizi precum NaO2 și BaO2 cu O2. Alte elemente şi compuşi reacţionează numai cu produsul de disociere O 2 . În condiții adecvate, toate elementele, cu excepția gazelor nobile și a metalelor Pt, Ag, Au, reacţionează cu oxigenul. Aceste metale formează și oxizi, dar în condiții speciale.

Structura electronică a oxigenului (1s 2 2s 2 2p 4) este astfel încât atomul de O acceptă doi electroni la nivelul exterior pentru a forma un înveliș de electroni extern stabil, formând un ion O 2–. În oxizii de metale alcaline se formează predominant legături ionice. Se poate presupune că electronii acestor metale sunt aproape în întregime atrași de oxigen. În oxizii de metale și nemetale mai puțin active, tranziția electronilor este incompletă, iar densitatea de sarcină negativă a oxigenului este mai puțin pronunțată, astfel încât legătura este mai puțin ionică sau mai covalentă.

În timpul oxidării metalelor cu oxigen, se eliberează căldură, a cărei mărime se corelează cu puterea legăturii M-O. În timpul oxidării unor nemetale, căldura este absorbită, ceea ce indică legăturile lor mai slabe cu oxigenul. Astfel de oxizi sunt instabili termic (sau mai puțin stabili decât oxizii legați ionic) și sunt adesea foarte reactivi. Tabelul arată pentru comparație valorile entalpiilor de formare a oxizilor celor mai tipice metale, metale de tranziție și nemetale, elemente ale subgrupurilor A și B (semnul minus înseamnă eliberare de căldură).

Se pot trage mai multe concluzii generale despre proprietățile oxizilor:

1. Punctele de topire ale oxizilor metalelor alcaline scad odata cu cresterea razei atomice a metalului; Asa de, t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O). Oxizii în care predomină legătura ionică au mai mulți temperaturi mari punctele de topire decât punctele de topire ale oxizilor covalenti: t pl (Na2O) > t pl (SO 2).

2. Oxizii metalelor reactive (subgrupele IA–IIIA) sunt mai stabili termic decât oxizii metalelor de tranziție și nemetalelor. Oxizii de metale grele în cea mai mare stare de oxidare în timpul disocierii termice formează oxizi cu stări de oxidare inferioare (de exemplu, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Astfel de oxizi în stări de oxidare ridicate pot fi buni oxidanți.

3. Cele mai active metale interacționează cu oxigenul molecular la temperaturi ridicate pentru a forma peroxizi:

Sr + O2® Sr02.

4. Oxizii metalelor active formează soluții incolore, în timp ce oxizii majorității metalelor de tranziție sunt colorați și practic insolubili. Soluțiile apoase de oxizi metalici prezintă proprietăți de bază și sunt hidroxizi care conțin grupări OH, în timp ce oxizii nemetalici din soluții apoase formează acizi care conțin un ion H +.

5. Metalele și nemetalele subgrupelor A formează oxizi cu o stare de oxidare corespunzătoare numărului grupului, de exemplu, Na, Be și B formează Na 1 2 O, Be II O și B 2 III O 3 și non- metalele IVA-VIIA din subgrupele C, N , S, Cl forma C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Numărul grupului de elemente se corelează numai cu gradul maxim oxidare, deoarece sunt posibili și oxizi cu grade mai mici de oxidare a elementelor. În procesele de ardere a compușilor, oxizii sunt produse tipice, de exemplu:

2H2S + 3O2® 2SO2 + 2H2O

Substanțele care conțin carbon și hidrocarburile sunt oxidate (arse) la CO 2 și H 2 O când sunt ușor încălzite. Exemple de astfel de substanțe sunt combustibilii - lemn, ulei, alcooli (precum și carbon - cărbune, cocs și cărbune). Căldura din procesul de ardere este utilizată pentru producerea de abur (și apoi de energie electrică sau merge către centralele electrice), precum și pentru încălzirea caselor. Ecuațiile tipice pentru procesele de ardere sunt:

a) lemn (celuloză):

(C6H10O5) n + 6n O2®6 n CO2+5 n H 2 O + energie termică

b) petrol sau gaze (benzină C 8 H 18 sau gaz natural CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + energie termică

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + energie termică

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + energie termică

d) carbon (piatră sau cărbune, cocs):

2C + O 2 ® 2CO + energie termică

2CO + O 2 ® 2CO 2 + energie termică

O serie de compuși care conțin C-, H-, N-, O cu o rezervă mare de energie sunt, de asemenea, supuși arderii. Oxigenul pentru oxidare poate fi folosit nu numai din atmosferă (ca și în reacțiile anterioare), ci și din substanța în sine. Pentru a iniția o reacție, este suficientă o ușoară activare a reacției, cum ar fi o lovitură sau o agitare. În aceste reacții, oxizii sunt, de asemenea, produse de combustie, dar toți sunt gazoși și se extind rapid la o temperatură finală ridicată a procesului. Prin urmare, astfel de substanțe sunt explozive. Exemple de explozivi sunt trinitroglicerina (sau nitroglicerina) C3H5 (NO3)3 şi trinitrotoluenul (sau TNT) C7H5 (NO2)3.

Oxizii de metale sau nemetale cu cele mai scăzute stări de oxidare ale unui element reacționează cu oxigenul pentru a forma oxizi grade înalte oxidarea acestui element:

Oxizii naturali, obținuți din minereuri sau sintetizați, servesc drept materii prime pentru producerea multor metale importante, de exemplu, fier din Fe 2 O 3 (hematit) și Fe 3 O 4 (magnetit), aluminiu din Al 2 O 3 (alumină). ), magneziu din MgO (magnezie). Oxizii de metale ușori sunt utilizați în industria chimica pentru a obţine alcaline sau baze. Peroxidul de potasiu KO 2 își găsește o utilizare neobișnuită, deoarece în prezența umidității și ca urmare a reacției cu aceasta, eliberează oxigen. Prin urmare, KO 2 este utilizat în aparatele respiratorii pentru a produce oxigen. Umiditatea din aerul expirat eliberează oxigen în aparatul respirator, iar KOH absoarbe CO 2 . Producția de oxid de CaO și hidroxid de calciu Ca(OH) 2 este o producție pe scară largă în tehnologia ceramicii și a cimentului.

Apă (oxid de hidrogen).

Importanţa apei H 2 O ca în practica de laborator pt reacții chimice, iar în procesele vieții necesită o atenție specială a acestei substanțe APA, GHEAZĂ ȘI ABUR). După cum sa menționat deja, în interacțiunea directă a oxigenului și hidrogenului în condițiile, de exemplu, de descărcare de scânteie, au loc o explozie și formarea apei, cu eliberarea de 143 kJ/(mol H 2 O).

Molecula de apă are o structură aproape tetraedrică, unghiul H–O–H este de 104° 30°. Legăturile din moleculă sunt parțial ionice (30%) și parțial covalente cu o densitate mare de sarcină negativă pentru oxigen și, în consecință, sarcini pozitive pentru hidrogen:

Datorită rezistenței ridicate a legăturilor H-O, hidrogenul este cu greu desprins de oxigen, iar apa prezintă o stare foarte slabă. proprietăți acide. Multe proprietăți ale apei sunt determinate de distribuția sarcinilor. De exemplu, o moleculă de apă formează un hidrat cu un ion metalic:

Apa dă o pereche de electroni unui acceptor, care poate fi H +:

Oxoanioni și oxocații

- particule care conțin oxigen având o sarcină reziduală negativă (oxoanioni) sau reziduală pozitivă (oxocații). Ionul O 2– are o afinitate mare (reactivitate mare) pentru particulele încărcate pozitiv de tip H +. Cel mai simplu reprezentant al oxoanionilor stabili este ionul hidroxid OH - . Aceasta explică instabilitatea atomilor cu o densitate mare de sarcină și stabilizarea parțială a acestora ca urmare a adăugării unei particule cu sarcină pozitivă. Prin urmare, atunci când metalul activ (sau oxidul său) acționează asupra apei, se formează OH, și nu O 2–:

2Na + 2H2O® 2Na + + 2OH - + H2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH -

Oxoanionii mai complecși se formează din oxigen cu un ion metalic sau o particulă nemetală care are o sarcină pozitivă mare, rezultând o particulă cu încărcare scăzută care este mai stabilă, de exemplu:

°C se formează un solid violet închis. Ozonul lichid este ușor solubil în oxigen lichid, iar 49 cm 3 O 3 se dizolvă în 100 g de apă la 0 ° C. Din punct de vedere al proprietăților chimice, ozonul este mult mai activ decât oxigenul și din punct de vedere al proprietăților oxidante este al doilea după O, F 2 și OF 2 (difluorura de oxigen). Oxidarea normală produce un oxid și oxigen molecular O 2 . Sub acțiunea ozonului asupra metalelor active în condiții speciale se formează ozonide din compoziția K + O 3 -. Ozonul se obtine in industrie in scopuri speciale, este un bun dezinfectant si este folosit pentru purificarea apei si ca inalbitor, imbunatateste starea atmosferei in sisteme inchise, dezinfecteaza obiectele si alimentele, accelereaza coacerea cerealelor si fructelor. Într-un laborator chimic, un ozonizator este adesea folosit pentru a produce ozon, care este necesar pentru unele metode de analiză și sinteză chimică. Cauciucul este ușor distrus chiar și sub influența concentrațiilor scăzute de ozon. În unele orașe industriale, o concentrație semnificativă de ozon în aer duce la deteriorarea rapidă a produselor din cauciuc dacă nu sunt protejate cu antioxidanți. Ozonul este foarte toxic. Respirația continuă a aerului chiar și cu concentrații foarte scăzute de ozon cauzează durere de cap, greață și alte condiții neplăcute.

Introducere

În fiecare zi respirăm aerul de care avem nevoie. Te-ai gândit vreodată în ce, mai precis, din ce substanțe este compus aerul? Cel mai mult conține azot (78%), urmat de oxigen (21%) și gaze inerte (1%). Deși oxigenul nu constituie cea mai elementară parte a aerului, fără el atmosfera ar fi nelocuită. Datorită lui, viața există pe Pământ, deoarece azotul, atât împreună, cât și individual, este dăunător pentru oameni. Să ne uităm la proprietățile oxigenului.

Proprietățile fizice ale oxigenului

În aer, oxigenul pur și simplu nu se distinge, deoarece în condiții normale este un gaz fără gust, culoare și miros. Dar oxigenul poate fi transferat artificial în alte stări de agregare. Deci, la -183 o C devine lichidă, iar la -219 o C se întărește. Dar oxigenul solid și lichid poate fi obținut doar de o persoană, iar în natură există doar în stare gazoasă. arata asa (foto). Și tare ca gheața.

Proprietățile fizice ale oxigenului sunt, de asemenea, structura moleculei unei substanțe simple. Atomii de oxigen formează două astfel de substanțe: oxigenul (O 2) și ozonul (O 3). Modelul unei molecule de oxigen este prezentat mai jos.

Oxigen. Proprietăți chimice

Primul lucru cu care începe caracteristica chimică a unui element este poziția sa în sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev. Deci, oxigenul se află în a 2-a perioadă a grupului 6 al subgrupului principal la numărul 8. Masa sa atomică este de 16 amu, este un nemetal.

LA Chimie anorganică compușii săi binari cu alte elemente au fost combinați într-unul separat - oxizi. Oxigenul poate forma compuși chimici atât cu metale, cât și cu nemetale.

Să vorbim despre obținerea lui în laboratoare.

Oxigenul poate fi produs chimic prin descompunerea permanganatului de potasiu, peroxidului de hidrogen, sării berthollet, nitraților de metal activ și oxizilor de metale grele. Luați în considerare ecuațiile de reacție pentru fiecare dintre aceste metode.

1. Electroliza apei:

H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2

5. Descompunerea oxizilor de metale grele (de exemplu oxid de mercur):

2HgO \u003d 2Hg + O 2

6. Descompunerea nitraților metalelor active (de exemplu, nitrat de sodiu):

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

Aplicarea oxigenului

Am terminat cu proprietățile chimice. Acum este timpul să vorbim despre utilizarea oxigenului în viața umană. Este necesar pentru arderea combustibilului în centralele electrice și termice. Este folosit pentru a produce oțel din fontă și fier vechi, pentru sudarea și tăierea metalului. Oxigenul este necesar pentru măștile pompierilor, cilindrii scafandrilor, este folosit în metalurgia feroasă și neferoasă, și chiar în fabricarea explozivilor. De asemenea, în industria alimentară, oxigenul este cunoscut sub numele de aditiv alimentar E948. Se pare că nu există o industrie în care să nu fie folosit, dar joacă cel mai important rol în medicină. Acolo este numit „oxigen medical”. Pentru ca oxigenul să fie utilizabil, acesta este precomprimat. Proprietățile fizice ale oxigenului contribuie la faptul că poate fi comprimat. În această formă, este stocat în interiorul unor cilindri asemănători acestora.

Este utilizat în resuscitare și operații în echipamente pentru menținerea proceselor de viață în corpul unui pacient bolnav, precum și în tratamentul anumitor boli: decompresie, patologii ale tractului gastrointestinal. Cu ajutorul lui, medicii salvează multe vieți în fiecare zi. Chimice și proprietăți fizice oxigenul contribuie la faptul că este utilizat atât de larg.

DEFINIȚIE

Oxigen- al optulea element Tabelul periodic. Se referă la nemetale. Este situat în a doua perioadă a VI-a grupă A a subgrupului.

Numărul de ordine este 8. Sarcina nucleului este +8. Greutatea atomică - 15.999 amu În natură apar trei izotopi ai oxigenului: 16 O, 17 O și 18 O, dintre care 16 O este cel mai comun (99,762%).

Structura electronică a atomului de oxigen

Atomul de oxigen are două învelișuri, ca toate elementele situate în a doua perioadă. Numărul grupului -VI (calcogeni) - indică faptul că există 6 electroni de valență în nivelul electronic exterior al atomului de azot. Are o mare capacitate de oxidare (doar fluorul este mai mare).

Orez. 1. Reprezentarea schematică a structurii atomului de oxigen.

Configurația electronică a stării fundamentale este scrisă după cum urmează:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Oxigenul este un element al familiei p. Diagrama de energie pentru electronii de valență în starea neexcitată este următoarea:

Oxigenul are 2 perechi de electroni perechi și doi electroni neperechi. În toți compușii săi, oxigenul prezintă valența II.

Orez. 2. Imagine spațială a structurii atomului de oxigen.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Formele de oxigenperoxizii cu o stare de oxidare de −1.
- De exemplu, peroxizii se obțin prin arderea metalelor alcaline în oxigen:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

- Unii oxizi absorb oxigenul:
2BaO + O2 → 2BaO2

- Conform principiilor de ardere dezvoltate de A. N. Bach și K. O. Engler, oxidarea are loc în două etape cu formarea unui compus peroxid intermediar. Acest compus intermediar poate fi izolat, de exemplu, atunci când flacăra hidrogenului care arde este răcită cu gheață, împreună cu apă, se formează peroxid de hidrogen:
H2 + O2 → H2O2

Superoxizi au o stare de oxidare de −1/2, adică un electron la doi atomi de oxigen (O 2 - ion). Obținut prin interacțiunea peroxizilor cu oxigenul la presiuni crescute si temperatura:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Ozonide conţin un ion O 3 - cu o stare de oxidare de −1/3. Obținut prin acțiunea ozonului asupra hidroxizilor de metale alcaline:
KOH (tv.) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

Si el dioxigenil O 2 + are o stare de oxidare de +1/2. Obțineți prin reacție:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Fluoruri de oxigen
difluorura de oxigen, OF 2 starea de oxidare +2, se obține prin trecerea fluorului printr-o soluție alcalină:
2F2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H2O

Monofluorura de oxigen (Dioxidifluorura), O 2 F 2 , instabil, stare de oxidare +1. Obținut dintr-un amestec de fluor și oxigen într-o descărcare strălucitoare la o temperatură de -196 ° C.

Trecând o descărcare strălucitoare printr-un amestec de fluor cu oxigen la o anumită presiune și temperatură, se obțin amestecuri de fluoruri de oxigen superioare O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 și O 6 F 2.
Oxigenul susține procesele de respirație, ardere și degradare. În forma sa liberă, elementul există în două modificări alotropice: O 2 și O 3 (ozon).

Aplicarea oxigenului

Utilizarea industrială largă a oxigenului a început la mijlocul secolului al XX-lea, după inventarea turboexpansoarelor - dispozitive pentru lichefierea și separarea aerului lichid.

În metalurgie

Metoda convertor de producție de oțel este asociată cu utilizarea oxigenului.

Sudarea si taierea metalelor

Oxigenul din cilindri este utilizat pe scară largă pentru tăierea cu flacără și sudarea metalelor.

Combustibil pentru racheta

Oxigenul lichid, peroxidul de hidrogen, acidul azotic și alți compuși bogați în oxigen sunt utilizați ca agent de oxidare pentru combustibilul pentru rachete. Un amestec de oxigen lichid și ozon lichid este unul dintre cei mai puternici agenți de oxidare a combustibilului pentru rachete (impulsul specific al unui amestec de hidrogen-ozon depășește impulsul specific pentru o pereche hidrogen-fluor și hidrogen-fluorura de oxigen).

În medicină

Oxigenul este folosit pentru îmbogățirea amestecurilor de gaze respiratorii în caz de insuficiență respiratorie, pentru tratarea astmului bronșic, sub formă de cocktail-uri de oxigen, perne de oxigen etc.

În industria alimentară

În industria alimentară, oxigenul este înregistrat ca aditiv alimentar E948, ca propulsor și gaz de ambalare.

Rolul biologic al oxigenului

Ființele vii respiră oxigen în aer. Oxigenul este utilizat pe scară largă în medicină. În bolile cardiovasculare, pentru a îmbunătăți procesele metabolice, în stomac este introdusă spumă de oxigen („cocktail de oxigen”). Administrarea subcutanată de oxigen este utilizată pentru ulcerele trofice, elefantiaza, gangrena și alte boli grave. Pentru dezinfectia si dezodorizarea si purificarea aerului bând apă folosiți îmbogățirea artificială cu ozon. Izotopul radioactiv al oxigenului 15 O este folosit pentru a studia viteza fluxului sanguin, ventilația pulmonară.

Derivați toxici ai oxigenului

Unii derivați de oxigen (așa-numitele specii reactive de oxigen), cum ar fi oxigenul singlet, peroxidul de hidrogen, superoxidul, ozonul și radicalul hidroxil, sunt produse foarte toxice. Ele se formează în procesul de activare sau de reducere parțială a oxigenului. Superoxidul (radical superoxid), peroxidul de hidrogen și radicalul hidroxil se pot forma în celulele și țesuturile corpului uman și animal și provoacă stres oxidativ.

Izotopi ai oxigenului

Oxigenul are trei izotopi stabili: 16 O, 17 O și 18 O, al căror conținut mediu este de 99,759%, 0,037% și respectiv 0,204% din numărul total de atomi de oxigen de pe Pământ. Predominanța accentuată a celor mai ușoare dintre ele, 16 O, în amestecul de izotopi se datorează faptului că nucleul atomului de 16 O este format din 8 protoni și 8 neutroni. Și astfel de nuclee, după cum reiese din teoria structurii nucleului atomic, au o stabilitate deosebită.

Există izotopi radioactivi 11 O, 13 O, 14 O (timp de înjumătățire 74 sec), 15 O (T 1/2 = 2,1 min), 19 O (T 1/2 = 29,4 sec), 20 O (înjumătățire controversată). date de viață de la 10 minute la 150 de ani).

Informații suplimentare

Compușii oxigenului
Oxigen lichid
Ozon

Oxigen, oxigen, O(8)
Descoperirea oxigenului (Oxygen, French Oxygene, german Sauerstoff) a marcat începutul perioadei moderne în dezvoltarea chimiei. Din cele mai vechi timpuri, se știe că aerul este necesar pentru ardere, dar timp de multe secole procesul de ardere a rămas de neînțeles. Abia în secolul al XVII-lea. Mayow și Boyle, independent unul de celălalt, au exprimat ideea că aerul conține o substanță care susține arderea, dar această ipoteză complet rațională nu a fost dezvoltată în acel moment, deoarece conceptul de ardere ca proces de conectare a unui corp care arde cu un anumit parte constitutivă a aerului părea să contrazică un act atât de evident precum faptul că în timpul arderii are loc descompunerea unui corp care arde în componente elementare. Este pe această bază la începutul secolului al XVII-lea. a apărut teoria flogistului, creată de Becher și Stahl. Odată cu apariția perioadei chimico-analitice în dezvoltarea chimiei (a doua jumătate a secolului al XVIII-lea) și apariția „chimiei pneumatice” — una dintre principalele ramuri ale domeniului chimico-analitic — arderea, precum și respirația. , a atras din nou atenția cercetătorilor. Descoperirea diferitelor gaze și stabilirea rolului lor important în procesele chimice a fost unul dintre principalii stimuli pentru studiile sistematice ale proceselor de ardere întreprinse de Lavoisier. Oxigenul a fost descoperit la începutul anilor 70 ai secolului al XVIII-lea.

Primul raport al acestei descoperiri a fost făcut de Priestley la o reuniune a Societății Regale Engleze în 1775. Priestley, încălzind oxidul de mercur roșu cu un pahar mare care arde, a obținut un gaz în care lumânarea ardea mai puternic decât în ​​aerul obișnuit, iar torța mocnind fulgeră. Priestley a determinat unele dintre proprietățile noului gaz și l-a numit aer daflogistic. Cu toate acestea, cu doi ani mai devreme, Priestley (1772) Scheele a primit și oxigen prin descompunerea oxidului de mercur și prin alte metode. Scheele a numit acest gaz aer de foc (Feuerluft). Scheele a putut face un raport despre descoperirea sa abia în 1777.

În 1775, Lavoisier a raportat Academiei de Științe din Paris că a reușit să obțină „cea mai pură parte a aerului care ne înconjoară” și a descris proprietățile acestei părți a aerului. La început, Lavoisier a numit acest „aer” o bază empirică, vitală (Air empirial, Air vital) a aerului vital (Base de l „air vital). Descoperirea aproape simultană a oxigenului de către mai mulți oameni de știință din tari diferite a provocat dispute cu privire la prioritate. Priestley a fost deosebit de persistent în a se recunoaște ca un descoperitor. În esență, aceste dispute nu s-au încheiat până acum. Un studiu detaliat al proprietăților oxigenului și al rolului acestuia în procesele de ardere și formarea oxizilor l-a condus pe Lavoisier la concluzia greșită că acest gaz este un principiu de formare a acidului. În 1779, Lavoisier, în conformitate cu această concluzie, a introdus o nouă denumire pentru oxigen - principiul de formare a acidului (principe acidifiant ou principe oxygine). Cuvântul oxygine care apare în acest nume complex a fost derivat de Lavoisier din acidul grecesc și „eu produc”.