Basit bir oksijen maddesinin özelliklerini ifade eder. Oksijen: elementin kimyasal özellikleri

Kimyanın ortaya çıkışından bu yana, etrafındaki her şeyin kimyasal elementler içeren bir maddeden oluştuğu insanlık için netleşti. Madde çeşitliliği, çeşitli bileşikler tarafından sağlanır. basit elemanlar. Bugüne kadar 118 kimyasal element keşfedilmiş ve D. Mendeleev'in periyodik tablosuna dahil edilmiştir. Bunların arasında, varlığı Dünya'da organik yaşamın ortaya çıkışını belirleyen bir dizi önde gelen olanı vurgulamaya değer. Bu liste şunları içerir: azot, karbon, oksijen, hidrojen, kükürt ve fosfor.

Oksijen: keşif tarihi

Tüm bu unsurlar ve bir dizi diğerleri, şu anda gözlemlediğimiz biçimde gezegenimizdeki yaşamın evriminin gelişimine katkıda bulundu. Tüm bileşenler arasında, doğada diğer elementlerden daha bol bulunan oksijendir.

Oksijen ayrı bir element olarak 1 Ağustos 1774'te keşfedildi. Sıradan bir mercekle ısıtılarak cıva ölçeğinden hava elde etme deneyi sırasında, bir mumun alışılmadık derecede parlak bir alevle yandığını keşfetti.

Uzun bir süre Priestley bunun için makul bir açıklama bulmaya çalıştı. O zaman, bu fenomene "ikinci hava" adı verildi. Biraz önce denizaltının mucidi K. Drebbel, 17. yüzyılın başında oksijeni izole etti ve buluşunda nefes almak için kullandı. Ancak deneyleri, oksijenin canlı organizmaların enerji alışverişinin doğasında oynadığı rolün anlaşılmasını etkilemedi. Ancak, oksijeni resmi olarak keşfeden bilim insanı olarak Fransız kimyager Antoine Laurent Lavoisier tanınmaktadır. Priestley'in deneyini tekrarladı ve ortaya çıkan gazın ayrı bir element olduğunu fark etti.

Oksijen, soy gazlar ve soy metaller dışında hemen hemen tüm basit gazlarla etkileşime girer.

Doğada oksijen bulmak

Gezegenimizin tüm unsurları arasında oksijen en büyük payı kaplar. Oksijenin doğadaki dağılımı çok çeşitlidir. Hem bağlı hem de serbest formda bulunur. Kural olarak, güçlü bir oksitleyici ajan olarak bağlı haldedir. Doğada ayrı bir bağlanmamış element olarak oksijenin varlığı, yalnızca gezegenin atmosferinde kaydedilir.

Gaz formunda bulunur ve iki oksijen atomunun birleşimidir. Atmosferin toplam hacminin yaklaşık %21'ini oluşturur.

Havadaki oksijen, normal formuna ek olarak, ozon şeklinde izotropik bir forma sahiptir. üç oksijen atomundan oluşur. Gökyüzünün mavi rengi, bu bileşiğin üst atmosferdeki varlığı ile doğrudan ilişkilidir. Ozon sayesinde Güneşimizden gelen sert kısa dalga boylu radyasyon emilir ve yüzeye ulaşmaz.

Ozon tabakasının yokluğunda, mikrodalga fırında kızartılmış yiyecekler gibi organik yaşam yok edilecektir.

Gezegenimizin hidrosferinde bu element iki ile bağlı haldedir ve suyu oluşturur. Okyanuslar, denizler, nehirler ve yeraltı sularındaki oksijen oranının, çözünmüş tuzlar dikkate alındığında yaklaşık %86-89 olduğu tahmin edilmektedir.

Yerkabuğunda oksijen bağlı haldedir ve en yaygın elementtir. Onun payı yaklaşık %47'dir. Doğada oksijenin varlığı gezegenin kabuklarıyla sınırlı değildir, bu element tüm organik varlıkların bir parçasıdır. Ortalama olarak payı %67'ye ulaşıyor. toplam ağırlık tüm unsurlar.

Oksijen hayatın temelidir

Yüksek oksidatif aktivite nedeniyle, oksijen çoğu element ve madde ile kolayca birleşerek oksitler oluşturur. Elemanın yüksek oksitleme gücü, iyi bilinen yanma sürecini sağlar. Oksijen ayrıca yavaş oksidasyon süreçlerinde yer alır.

Oksijenin doğada güçlü bir oksitleyici ajan olarak rolü, canlı organizmaların yaşamında vazgeçilmezdir. Bu kimyasal süreç sayesinde maddelerin oksidasyonu, enerjinin açığa çıkmasıyla gerçekleşir. Canlı organizmalar bunu yaşam aktiviteleri için kullanırlar.

Bitkiler atmosferdeki oksijen kaynağıdır

Gezegenimizde atmosferin oluşumunun ilk aşamasında, mevcut oksijen karbon dioksit (karbon dioksit) şeklinde bağlı durumdaydı. Zamanla, karbondioksiti emebilen bitkiler ortaya çıktı.

Bu süreç fotosentezin ortaya çıkmasıyla mümkün olmuştur. Zamanla, bitkilerin ömrü boyunca, milyonlarca yıl boyunca, Dünya atmosferinde büyük miktarda serbest oksijen birikmiştir.

Bilim adamlarına göre, geçmişte kütle oranı şimdi olduğundan bir buçuk kat daha fazla olan yaklaşık %30'a ulaştı. Bitkiler hem geçmişte hem de günümüzde doğadaki oksijen döngüsünü önemli ölçüde etkilemiş ve böylece gezegenimizin çeşitli flora ve faunasını sağlamıştır.

Oksijenin doğadaki önemi sadece çok büyük değil, aynı zamanda çok önemlidir. Hayvanlar aleminin metabolik sistemi açıkça atmosferdeki oksijenin varlığına bağlıdır. Onsuz, bildiğimiz gibi hayat imkansız hale gelir. Gezegenin sakinleri arasında yalnızca anaerobik (oksijensiz yaşayabilen) organizmalar kalacaktır.

Doğada yoğun, diğer unsurlarla birlikte üç kümelenme durumunda olması sağlanır. Güçlü bir oksitleyici ajan olarak, serbest formdan bağlı olana çok kolay değişir. Ve sadece fotosentez yoluyla karbondioksiti parçalayan bitkiler sayesinde serbest halde bulunur.

Hayvanların ve böceklerin solunum süreci, redoks reaksiyonları için bağlanmamış oksijen üretimine ve ardından organizmanın hayati aktivitesini sağlamak için enerji üretimine dayanır. Doğada bağlı ve serbest oksijenin varlığı, gezegendeki tüm yaşamın tam olarak işlemesini sağlar.

Gezegenin evrimi ve "kimyası"

Gezegendeki yaşamın evrimi, Dünya atmosferinin bileşimine, minerallerin bileşimine ve sıvı halde suyun varlığına dayanıyordu.

Kabuğun kimyasal bileşimi, atmosfer ve suyun varlığı, gezegendeki yaşamın kökeninin temeli haline geldi ve canlı organizmaların evriminin yönünü belirledi.

Gezegenin mevcut "kimyasına" dayanarak, evrim, bir çözücü olarak suya dayalı karbon bazlı organik hayata geldi. kimyasal maddeler enerji elde etmek için oksijenin oksitleyici bir ajan olarak kullanılmasının yanı sıra.

başka bir evrim

Bu aşamada modern bilim, organik bir molekül inşa etmek için silikon veya arsenik'in temel alınabileceği karasal koşullar dışında başka ortamlarda da yaşam olasılığını reddetmemektedir. Ve bir çözücü olarak sıvının ortamı, sıvı amonyak ile helyum karışımı olabilir. Atmosfere gelince, helyum ve diğer gazların karışımı ile gaz halinde hidrojen şeklinde temsil edilebilir.

Bu koşullar altında hangi metabolik süreçlerin olabileceğini modern bilim henüz modelleyemiyor. Bununla birlikte, yaşamın evriminin bu yönü oldukça kabul edilebilir. Zamanın kanıtladığı gibi, insanlık sürekli olarak dünyayı ve içindeki yaşamı anlamamızın sınırlarını genişletmekle karşı karşıyadır.

makalenin içeriği

OKSİJEN, O (oksijenyum), kimyasal element Periyodik element tablosunun VIA alt grupları: O, S, Se, Te, Po - kalkojen ailesinin bir üyesi. Bu, doğada en yaygın elementtir, Dünya atmosferindeki içeriği %21'dir (hacim), yerkabuğunda yaklaşık olarak bileşikler şeklinde. %50 (ağırlıkça) ve hidrosferde %88,8 (ağırlıkça).

Oksijen dünyadaki yaşam için gereklidir: hayvanlar ve bitkiler oksijeni solunum yoluyla tüketir ve bitkiler fotosentez yoluyla oksijeni serbest bırakır. Canlı madde sadece vücut sıvılarında (kan hücreleri vb.) değil, aynı zamanda karbonhidratlarda (şeker, selüloz, nişasta, glikojen), yağlarda ve proteinlerde de bağlı oksijen içerir. kil, kayalar silikatlar ve oksitler, hidroksitler, karbonatlar, sülfatlar ve nitratlar gibi diğer oksijen içeren inorganik bileşiklerden oluşur.

Tarih referansı.

Oksijenle ilgili ilk bilgiler, Avrupa'da 8. yüzyılın Çin el yazmalarından biliniyordu. 16. yüzyılın başlarında Leonardo da Vinci, oksijenin bir element olduğunu henüz bilmeden oksijen kimyası ile ilgili veriler yayınladı. Oksijen ekleme reaksiyonları, bilimsel belgeler S. Gales (1731) ve P. Bayen (1774). K. Scheele'nin 1771-1773'te metallerin ve fosforun oksijen ile etkileşimi üzerine yaptığı çalışmalar özel ilgiyi hak ediyor. J. Priestley, oksijenin bir element olarak keşfedildiğini, Bayen'in hava ile reaksiyonları bildirdikten birkaç ay sonra, 1774'te bildirdi. Oksijenyum ("oksijen") adı, Priestley'nin keşfinden kısa bir süre sonra bu elemente verildi ve Yunanca "asit üreten" kelimelerden türetildi; bu, oksijenin tüm asitlerde mevcut olduğu yanılgısından kaynaklanmaktadır. Bununla birlikte, solunum ve yanma süreçlerinde oksijenin rolünün açıklaması A. Lavoisier'e (1777) aittir.

Atomun yapısı.

Herhangi bir doğal oksijen atomu çekirdekte 8 proton içerir, ancak nötron sayısı 8, 9 veya 10 olabilir. Üç oksijen izotopunun en yaygını (%99.76) 16 8 O'dur (8 proton ve 8 nötron). Başka bir izotopun içeriği, 18 8 O (8 proton ve 10 nötron), sadece %0,2'dir. Bu izotop, bir etiket olarak veya belirli moleküllerin tanımlanmasının yanı sıra biyokimyasal ve tıbbi-kimyasal çalışmalar için (radyoaktif olmayan izleri incelemek için bir yöntem) kullanılır. Üçüncü radyoaktif olmayan oksijen izotopu 17 8 O (%0.04) 9 nötron içerir ve kütle numarası 17'dir. Karbon izotopunun kütlesi 12 6 C'nin 1961'de Uluslararası Komisyon tarafından standart atom kütlesi olarak kabul edilmesinden sonra, oksijenin ağırlıklı ortalama atom kütlesi 15,9994 oldu. 1961 yılına kadar kimyagerler, standart atom kütlesi birimini, üç doğal oksijen izotopunun bir karışımı için 16.000 olduğu varsayılan oksijenin atom kütlesi olarak kabul ettiler. Fizikçiler, standart bir atomik kütle birimi olarak oksijen izotopu 16 8 O'nun kütle numarasını aldılar, bu nedenle, fiziksel ölçeğe göre, oksijenin ortalama atom kütlesi 16.0044 idi.

Bir oksijen atomunda iç düzeyde 2, dışta 6 elektron olmak üzere 8 elektron vardır. Bu nedenle, kimyasal reaksiyonlarda oksijen, donörlerden iki elektrona kadar kabul edebilir, dış kabuğunu 8 elektrona kadar tamamlayabilir ve aşırı bir negatif yük oluşturabilir.

Moleküler oksijen.

Atomları 8 elektronun dış kabuğunu tamamlamak için 1-2 elektrondan yoksun olan diğer elementlerin çoğu gibi, oksijen de iki atomlu bir molekül oluşturur. Bu işlem çok fazla enerji (~490 kJ/mol) açığa çıkarır ve buna göre, molekülün atomlara ayrışmasının ters işlemi için aynı miktarda enerji harcanmalıdır. O–O bağının gücü o kadar yüksektir ki 2300°C'de oksijen moleküllerinin sadece %1'i atomlara ayrışır. (Nitrojen molekülü N2'nin oluşumunda N–N bağının gücünün daha da yüksek olması, ~710 kJ/mol olması dikkate değerdir.)

Elektronik yapı.

Oksijen molekülünün elektronik yapısında, beklenebileceği gibi, elektronların her atomun etrafındaki bir oktet tarafından dağılımı gerçekleşmez, ancak eşleşmemiş elektronlar vardır ve oksijen, böyle bir yapının tipik özelliklerini sergiler (örneğin, oksijen ile etkileşime girer). bir manyetik alan, bir paramagnet olarak).

Tepkiler.

Uygun koşullar altında moleküler oksijen, soy gazlar dışında hemen hemen her elementle reaksiyona girer. Ancak oda koşulları altında yalnızca en aktif elementler oksijenle oldukça hızlı reaksiyona girer. Çoğu reaksiyonun ancak oksijenin atomlara ayrışmasından sonra ilerlemesi muhtemeldir ve ayrışma ancak çok yüksek sıcaklıklarda gerçekleşir. Bununla birlikte, reaksiyona giren sistemdeki katalizörler veya diğer maddeler, O2'nin ayrışmasını destekleyebilir. Alkali (Li, Na, K) ve toprak alkali (Ca, Sr, Ba) metallerinin moleküler oksijenle reaksiyona girerek peroksit oluşturduğu bilinmektedir:

Makbuz ve başvuru.

Atmosferde serbest oksijen bulunması nedeniyle, çıkarılmasının en etkili yöntemi, safsızlıkların, CO2'nin, tozun vb. uzaklaştırıldığı havanın sıvılaştırılmasıdır. kimyasal ve fiziksel yöntemler. Döngüsel süreç, havanın sıvılaşmasına yol açan sıkıştırma, soğutma ve genleşmeyi içerir. Yavaş bir sıcaklık artışıyla (fraksiyonel damıtma), sıvı hava önce asil gazları (sıvılaştırılması en zor olan) buharlaştırır, ardından nitrojen ve sıvı oksijen kalır. Sonuç olarak, sıvı oksijen eser miktarda soy gaz ve nispeten yüksek oranda nitrojen içerir. Birçok uygulama için bu safsızlıklar karışmaz. Ancak yüksek saflıkta oksijen elde etmek için damıtma işlemi tekrarlanmalıdır. Oksijen tanklarda ve silindirlerde depolanır. Roketlerde ve uzay araçlarında gazyağı ve diğer yakıtlar için oksitleyici olarak büyük miktarlarda kullanılır. Çelik endüstrisi, C, S ve P safsızlıklarını hızlı ve verimli bir şekilde çıkarmak için Bessemer işlemi boyunca demir üflemek için oksijen gazı kullanır.Oksijen püskürtme, hava püskürtmesinden daha hızlı ve daha iyi çelik üretir. Oksijen ayrıca metallerin (oksi-asetilen alevi) kaynaklanması ve kesilmesi için de kullanılır. Oksijen tıpta da örneğin solunum güçlüğü çeken hastaların solunum ortamını zenginleştirmek için kullanılır. Oksijen çeşitli şekillerde elde edilebilir. kimyasal yöntemler, ve bazıları laboratuvar uygulamalarında az miktarda saf oksijen elde etmek için kullanılır.

Elektroliz.

Oksijen elde etme yöntemlerinden biri, katalizör olarak küçük NaOH veya H2S04 ilaveleri içeren suyun elektrolizidir: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. Bu durumda, küçük hidrojen safsızlıkları oluşur. Gaz karışımındaki eser miktardaki hidrojen, bir tahliye cihazı yardımıyla tekrar suya dönüştürülür ve buharları dondurularak veya adsorbe edilerek uzaklaştırılır.

Termal ayrışma.

Oksijen elde etmek için J. Priestley tarafından önerilen önemli bir laboratuvar yöntemi, ağır metal oksitlerin termal ayrışmasıdır: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Priestley bunun için odaklandı Güneş ışınları cıva oksit tozu üzerinde. İyi bilinen bir laboratuvar yöntemi, aynı zamanda, bir katalizör - manganez dioksit varlığında oksosaltların, örneğin potasyum kloratın termal ayrışmasıdır:

Kalsinasyon öncesi küçük miktarlarda eklenen manganez dioksit, gerekli sıcaklık ve ayrışma hızının korunmasını mümkün kılar ve MnO 2'nin kendisi işlem sırasında değişmez.

Nitratların termal ayrışma yöntemleri de kullanılır:

ve ayrıca bazı aktif metallerin peroksitleri, örneğin:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

İkinci yöntem bir zamanlar atmosferden oksijeni çıkarmak için yaygın olarak kullanılıyordu ve BaO2 oluşana kadar BaO'nun havada ısıtılmasını ve ardından peroksitin termal ayrışmasını içeriyordu. Termal ayrıştırma yöntemi, hidrojen peroksit üretimi için önemini korumaktadır.

OKSİJENİN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
atomik numara	8
atom kütlesi	15,9994
Erime noktası, °С	–218,4
Kaynama noktası, °C	–183,0
Yoğunluk
katı, g / cm3 (en t pl)	1,27
sıvı g / cm3 (en t kip)	1,14
gazlı, g / dm 3 (0 ° C'de)	1,429
havaya göre	1,105
kritik a, g / cm3	0,430
Kritik sıcaklık a, °C	–118,8
Kritik basınç a, atm	49,7
Çözünürlük, cm 3 /100 ml solvent
suda (0°C)	4,89
suda (100°C)	1,7
alkolde (25 °C)	2,78
yarıçap, Å	0,74
kovalent	0,66
iyonik (O 2–)	1,40
İyonlaşma potansiyeli, V
ilk	13,614
ikinci	35,146
Elektronegatiflik (F=4)	3,5
a Bir gazın ve bir sıvının yoğunluğunun aynı olduğu sıcaklık ve basınç.

fiziksel özellikler.

Oksijen normal şartlar altında renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Sıvı oksijen soluk mavi bir renge sahiptir. Katı oksijen en az üç kristal modifikasyonda bulunur. Gaz halindeki oksijen suda çözünür ve muhtemelen O 2 H H 2 O ve muhtemelen O 2 H 2 H 2 O gibi kararsız bileşikler oluşturur.

Kimyasal özellikler.

Daha önce bahsedildiği gibi, oksijenin kimyasal aktivitesi, yüksek derecede reaktif olan O atomlarına ayrışma yeteneği ile belirlenir. Sadece en aktif metaller ve mineraller O2 ile yüksek oranda reaksiyona girer. Düşük sıcaklık. En aktif alkali (IA alt grupları) ve bazı alkali toprak (IIA alt grupları) metalleri, O 2 ile NaO 2 ve BaO 2 gibi peroksitler oluşturur. Diğer elementler ve bileşikler sadece ayrışma ürünü O2 ile reaksiyona girer. Uygun koşullar altında, soy gazlar ve Pt, Ag, Au metalleri dışındaki tüm elementler oksijenle reaksiyona girer. Bu metaller ayrıca özel koşullar altında oksit oluştururlar.

Oksijenin elektronik yapısı (1s 2 2s 2 2p 4), O atomunun kararlı bir dış elektron kabuğu oluşturmak için iki elektronu dış seviyeye kabul etmesi ve bir O2- iyonu oluşturması şeklindedir. Alkali metal oksitlerde ağırlıklı olarak iyonik bağlar oluşur. Bu metallerin elektronlarının neredeyse tamamen oksijene çekildiği varsayılabilir. Daha az aktif metallerin ve metal olmayanların oksitlerinde, elektronların geçişi eksiktir ve oksijen üzerindeki negatif yük yoğunluğu daha az belirgindir, bu nedenle bağ daha az iyonik veya daha kovalenttir.

Metallerin oksijen ile oksidasyonu sırasında, büyüklüğü M-O bağının gücü ile ilişkili olan ısı açığa çıkar. Bazı metal olmayanların oksidasyonu sırasında, oksijen ile daha zayıf bağlarını gösteren ısı emilir. Bu tür oksitler termal olarak kararsızdır (veya iyonik olarak bağlı oksitlerden daha az kararlıdır) ve genellikle oldukça reaktiftir. Tablo, en tipik metallerin, geçiş metallerinin ve metal olmayanların, A ve B alt gruplarının elementlerinin oksit oluşum entalpilerinin değerlerini karşılaştırmak için gösterir (eksi işareti, ısı salınımı anlamına gelir).

Oksitlerin özellikleri hakkında birkaç genel sonuç çıkarılabilir:

1. Alkali metallerin oksitlerinin erime noktaları, metalin atom yarıçapındaki artışla azalır; Böyle, t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O). İyonik bağın baskın olduğu oksitler daha fazla yüksek sıcaklıklar kovalent oksitlerin erime noktalarından daha erime noktaları: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2).

2. Reaktif metallerin oksitleri (IA–IIIA alt grupları), geçiş metallerinin ve ametallerin oksitlerinden termal olarak daha kararlıdır. Termal ayrışma sırasında en yüksek oksidasyon durumundaki ağır metal oksitler, daha düşük oksidasyon durumlarına sahip oksitler oluşturur (örneğin, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0.5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Yüksek oksidasyon durumlarındaki bu tür oksitler iyi oksitleyiciler olabilir.

3. En aktif metaller, peroksitler oluşturmak için yüksek sıcaklıklarda moleküler oksijen ile etkileşime girer:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Aktif metallerin oksitleri renksiz çözeltiler oluştururken, çoğu geçiş metalinin oksitleri renklidir ve pratik olarak çözünmezler. Metal oksitlerin sulu çözeltileri bazik özellikler sergiler ve OH grupları içeren hidroksitlerdir, sulu çözeltilerdeki metal olmayan oksitler ise bir H + iyonu içeren asitler oluşturur.

5. A-alt gruplarının metalleri ve metal olmayanları, grup numarasına karşılık gelen oksidasyon durumuna sahip oksitler oluşturur, örneğin Na, Be ve B, Na 1 2 O, Be II O ve B 2 III O 3'ü oluşturur ve non- C, N , S, Cl alt gruplarının IVA-VIIA metalleri C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 oluşturur. Eleman grubu numarası yalnızca maksimum derece oksidasyon, çünkü elementlerin daha düşük oksidasyon derecesine sahip oksitler de mümkündür. Bileşiklerin yanma proseslerinde oksitler tipik ürünlerdir, örneğin:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Karbon içeren maddeler ve hidrokarbonlar, hafifçe ısıtıldıklarında C02 ve H2O'ya oksitlenir (yakılır) Bu tür maddelerin örnekleri yakıtlardır - odun, yağ, alkoller (ayrıca karbon - kömür, kok ve odun kömürü). Yakma işleminden elde edilen ısı, buhar üretimi için (ve daha sonra elektrik veya enerji santrallerine gider) ve ayrıca evlerin ısıtılması için kullanılır. Yanma süreçleri için tipik denklemler şunlardır:

a) ahşap (selüloz):

(C6H10O5) n + 6n O 2 ® 6 n CO2+5 n H 2 O + termal enerji

b) petrol veya gaz (benzin C 8 H 18 veya doğal gaz CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + termal enerji

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + termal enerji

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + termal enerji

d) karbon (taş veya kömür, kok):

2C + O 2 ® 2CO + termal enerji

2CO + O 2 ® 2CO 2 + termal enerji

Yüksek enerji rezervine sahip bir dizi C-, H-, N-, O içeren bileşikler de yanmaya tabidir. Oksidasyon için oksijen sadece atmosferden (önceki reaksiyonlarda olduğu gibi) değil, aynı zamanda maddenin kendisinden de kullanılabilir. Bir reaksiyonu başlatmak için, bir darbe veya sallama gibi reaksiyonun hafif bir aktivasyonu yeterlidir. Bu reaksiyonlarda oksitler de yanma ürünleridir, ancak hepsi gaz halindedir ve işlemin yüksek bir son sıcaklığında hızla genişler. Bu nedenle, bu tür maddeler patlayıcıdır. Patlayıcı örnekleri, trinitrogliserin (veya nitrogliserin) C3H5 (NO 3)3 ve trinitrotoluen (veya TNT) C7H5 (NO2)3'tür.

Bir elementin en düşük oksidasyon durumlarına sahip metallerin veya metal olmayanların oksitleri, oksitler oluşturmak için oksijenle reaksiyona girer. yüksek dereceler bu elementin oksidasyonu:

Cevherlerden elde edilen veya sentezlenen doğal oksitler, örneğin Fe 2 O 3 (hematit) ve Fe 3 O 4 (manyetit)'den demir, Al 2 O 3'ten (alümina) alüminyum gibi birçok önemli metalin üretimi için hammadde görevi görür. ), MgO'dan magnezyum (magnezya). Hafif metal oksitler kullanılır kimyasal endüstri alkaliler veya bazlar elde etmek için. Potasyum peroksit KO 2, nem varlığında ve onunla reaksiyonun bir sonucu olarak oksijen açığa çıkardığı için alışılmadık bir kullanım bulur. Bu nedenle solunum cihazlarında oksijen üretmek için KO 2 kullanılır. Ekshale edilen havadaki nem, solunum cihazında oksijeni serbest bırakır ve KOH, CO2'yi emer. CaO oksit ve kalsiyum hidroksit Ca(OH) 2 üretimi, seramik ve çimento teknolojisinde büyük ölçekli bir üretimdir.

Su (hidrojen oksit).

Laboratuvar uygulamasında olduğu gibi su H 2 O'nun önemi kimyasal reaksiyonlar, ve yaşam süreçlerinde bu maddenin özel olarak dikkate alınmasını gerektirir SU, BUZ VE BUHAR). Daha önce bahsedildiği gibi, örneğin bir kıvılcım deşarjı gibi koşullar altında oksijen ve hidrojenin doğrudan etkileşiminde, 143 kJ/(mol H2O) salınımı ile bir patlama ve su oluşumu meydana gelir.

Su molekülü neredeyse dörtyüzlü bir yapıya sahiptir, H–O–H açısı 104° 30°'dir. Moleküldeki bağlar kısmen iyoniktir (%30) ve oksijen için yüksek yoğunlukta negatif yük ve buna bağlı olarak hidrojen için pozitif yük ile kısmen kovalenttir:

H-O bağlarının yüksek gücü nedeniyle, hidrojen oksijenden zor ayrılır ve su çok zayıf sergiler. asit özellikleri. Suyun birçok özelliği yük dağılımı ile belirlenir. Örneğin, bir su molekülü, bir metal iyonu ile bir hidrat oluşturur:

Su, bir alıcıya H + olabilen bir elektron çifti verir:

Oksoanyonlar ve oksokasyonlar

- artık negatif (oksoanyonlar) veya artık pozitif (oksokasyonlar) yükü olan oksijen içeren partiküller. O 2– iyonu, H + tipi pozitif yüklü parçacıklar için yüksek bir afiniteye (yüksek reaktivite) sahiptir. Kararlı oksoanyonların en basit temsilcisi hidroksit iyonu OH -'dir. Bu, yüksek yük yoğunluğuna sahip atomların kararsızlığını ve pozitif yüklü bir parçacığın eklenmesinin bir sonucu olarak kısmi stabilizasyonunu açıklar. Bu nedenle, aktif metal (veya oksidi) suya etki ettiğinde, OH oluşur ve O2– değil:

2Na + 2H20 ® 2Na + + 2OH - + H2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH -

Bir metal iyonu veya büyük bir pozitif yüke sahip metal olmayan bir parçacık ile oksijenden daha karmaşık oksoanyonlar oluşturulur, bu da daha kararlı olan düşük yüklü bir parçacık ile sonuçlanır, örneğin:

°C'de koyu mor bir katı oluşur. Sıvı ozon, sıvı oksijende az çözünür ve 49 cm3 O3, 0°C'de 100 g suda çözünür. Kimyasal özellikler açısından ozon oksijenden çok daha aktiftir ve oksitleyici özellikler açısından sadece O, F 2 ve OF 2'den (oksijen diflorür) sonra ikinci sıradadır. Normal oksidasyon, bir oksit ve moleküler oksijen O2 üretir. Ozonun özel koşullar altında aktif metaller üzerindeki etkisi altında, K + O 3 - bileşiminin ozonitleri oluşur. Ozon sanayide özel amaçlarla elde edilir, iyi bir dezenfektandır, suyu arıtmak ve ağartıcı olarak kullanılır, kapalı sistemlerde atmosferin durumunu iyileştirir, nesneleri ve yiyecekleri dezenfekte eder, tahıl ve meyvelerin olgunlaşmasını hızlandırır. Bir kimya laboratuvarında, bazı kimyasal analiz ve sentez yöntemleri için gerekli olan ozon üretmek için genellikle bir ozonatör kullanılır. Kauçuk, düşük ozon konsantrasyonlarının etkisi altında bile kolayca yok edilir. Bazı sanayi şehirlerinde, havadaki önemli bir ozon konsantrasyonu, antioksidanlarla korunmadıkları takdirde kauçuk ürünlerin hızla bozulmasına neden olur. Ozon çok zehirlidir. Çok düşük ozon konsantrasyonlarında bile havanın sürekli solunması neden olur baş ağrısı, mide bulantısı ve diğer hoş olmayan durumlar.

Tanıtım

Her gün ihtiyacımız olan havayı soluyoruz. Daha doğrusu havanın hangi maddelerden oluştuğunu hiç düşündünüz mü? En çok nitrojen (%78), ardından oksijen (%21) ve inert gazlar (%1) içerir. Oksijen havanın en temel kısmını oluşturmasa da, oksijen olmadan atmosfer yaşanamaz olurdu. Onun sayesinde Dünya'da yaşam var, çünkü azot hem birlikte hem de bireysel olarak insanlara zararlı. Oksijenin özelliklerine bakalım.

Oksijenin fiziksel özellikleri

Havada oksijen basitçe ayırt edilemez, çünkü normal şartlar altında tadı, rengi ve kokusu olmayan bir gazdır. Ancak oksijen yapay olarak diğer kümelenme durumlarına aktarılabilir. Böylece -183 o C'de sıvı hale gelir ve -219 o C'de sertleşir. Ancak katı ve sıvı oksijen sadece bir kişi tarafından elde edilebilir ve doğada sadece gaz halinde bulunur. şuna benziyor (fotoğraf). Ve buz gibi sert.

Oksijenin fiziksel özellikleri aynı zamanda basit bir maddenin molekülünün yapısıdır. Oksijen atomları bu tür iki madde oluşturur: oksijen (O 2) ve ozon (O 3). Bir oksijen molekülünün modeli aşağıda gösterilmiştir.

Oksijen. Kimyasal özellikler

Bir elementin kimyasal özelliğinin başladığı ilk şey, D. I. Mendeleev'in periyodik sistemindeki konumudur. Yani oksijen, 8 numaralı ana alt grubun 6. grubunun 2. periyodundadır. Atom kütlesi 16 amu'dur, metal değildir.

AT inorganik kimya diğer elementlerle ikili bileşikleri ayrı bir oksit halinde birleştirildi. Oksijen, hem metallerle hem de metal olmayanlarla kimyasal bileşikler oluşturabilir.

Laboratuvarlarda almak hakkında konuşalım.

Kimyasal olarak oksijen, potasyum permanganat, hidrojen peroksit, berthollet tuzu, aktif metal nitratlar ve ağır metal oksitlerin parçalanmasıyla elde edilebilir. Bu yöntemlerin her biri için reaksiyon denklemlerini göz önünde bulundurun.

1. Su elektrolizi:

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

5. Ağır metal oksitlerin ayrışması (örn. cıva oksit):

2HgO \u003d 2Hg + O 2

6. Aktif metallerin nitratlarının ayrışması (örneğin, sodyum nitrat):

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

Oksijen uygulaması

Kimyasal özelliklerle işimiz bitti. Şimdi sıra oksijenin insan hayatındaki kullanımından bahsetmeye geldi. Elektrik ve termik santrallerde yakıtın yanması için gereklidir. Dökme demir ve hurda metalden çelik üretmek, metalleri kaynaklamak ve kesmek için kullanılır. İtfaiyecilerin maskeleri, dalgıçların silindirleri için oksijen gereklidir, demirli ve demirsiz metalurjide ve hatta patlayıcı üretiminde kullanılır. Ayrıca gıda endüstrisinde oksijen, gıda katkı maddesi E948 olarak bilinir. Görünen o ki, kullanılmadığı bir sektör yok ama tıpta en önemli rolü oynuyor. Orada ona "tıbbi oksijen" denir. Oksijenin kullanılabilir olması için önceden sıkıştırılmıştır. Oksijenin fiziksel özellikleri, sıkıştırılabilmesine katkıda bulunur. Bu formda bunlara benzer silindirlerin içinde depolanır.

Hasta bir hastanın vücudundaki yaşam süreçlerini sürdürmek için ekipmandaki resüsitasyon ve operasyonlarda ve ayrıca bazı hastalıkların tedavisinde kullanılır: dekompresyon, gastrointestinal sistem patolojileri. Onun yardımıyla doktorlar her gün birçok hayat kurtarıyor. kimyasal ve fiziksel özellikler oksijenin bu kadar yaygın olarak kullanılmasına katkıda bulunur.

TANIM

Oksijen- sekizinci element Periyodik tablo. Metal olmayanları ifade eder. Alt grubun VI grubu A'nın ikinci periyodunda yer alır.

Sıra numarası 8'dir. Çekirdeğin yükü +8'dir. Atom ağırlığı - 15.999 amu Doğada oksijenin üç izotopu bulunur: 16 O, 17 O ve 18 O, bunların en yaygını 16 O'dur (%99.762).

Oksijen atomunun elektronik yapısı

Oksijen atomunun ikinci periyotta yer alan tüm elementler gibi iki kabuğu vardır. Grup numarası -VI (kalkojenler) - nitrojen atomunun dış elektronik seviyesinde 6 değerlik elektronu olduğunu gösterir. Yüksek oksitleme kabiliyetine sahiptir (sadece flor daha yüksektir).

Pirinç. 1. Oksijen atomunun yapısının şematik gösterimi.

Temel durumun elektronik konfigürasyonu aşağıdaki gibi yazılır:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Oksijen, p ailesinin bir elementidir. Uyarılmamış durumda değerlik elektronları için enerji diyagramı aşağıdaki gibidir:

Oksijenin 2 çift eşleştirilmiş elektronu ve iki eşlenmemiş elektronu vardır. Oksijen tüm bileşiklerinde II değerlik sergiler.

Pirinç. 2. Oksijen atomunun yapısının mekansal görüntüsü.

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

Oksijen formlarıperoksitler -1 oksidasyon durumu ile.
- Örneğin, alkali metallerin oksijende yakılmasıyla peroksitler elde edilir:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

- Bazı oksitler oksijeni emer:
2BaO + O 2 → 2BaO 2

- A.N. Bach ve K. O. Engler tarafından geliştirilen yanma ilkelerine göre oksidasyon, bir ara peroksit bileşiğinin oluşumu ile iki aşamada gerçekleşir. Bu ara bileşik, örneğin, yanan hidrojenin alevi buzla soğutulduğunda, su ile birlikte izole edilebilir, hidrojen peroksit oluşur:
H 2 + O 2 → H 2 O 2

süperoksitler−1/2 oksidasyon durumuna, yani iki oksijen atomu (O 2 - iyon) başına bir elektrona sahiptir. Peroksitlerin oksijen ile etkileşimi ile elde edilir. yüksek basınçlar ve sıcaklık:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

ozonidler-1/3 oksidasyon durumuna sahip bir O 3 iyonu içerir. Ozonun alkali metal hidroksitler üzerindeki etkisiyle elde edilir:
KOH (tv.) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

Ve o dioksijenil O 2 +, +1/2 oksidasyon durumuna sahiptir. Reaksiyona göre alın:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

oksijen florürleri
oksijen diflorür, OF 2 oksidasyon durumu +2, florin bir alkali çözeltisinden geçirilmesiyle elde edilir:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

oksijen monoflorür (dioksidiflorür), O 2 F 2 , kararsız, oksidasyon durumu +1. -196 ° C sıcaklıkta bir kızdırma deşarjında ​​bir flor ve oksijen karışımından elde edilir.

Belirli bir basınç ve sıcaklıkta bir florin oksijen ile bir karışımından bir parıltı deşarjı geçirilerek, daha yüksek oksijen florürleri O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 ve O 6 F 2 karışımları elde edilir.
Oksijen, solunum, yanma ve çürüme süreçlerini destekler. Serbest formunda, element iki allotropik modifikasyonda bulunur: O 2 ve O 3 (ozon).

Oksijen uygulaması

Oksijenin yaygın endüstriyel kullanımı, sıvı havayı sıvılaştırma ve ayırma cihazları olan turbo genişleticilerin icadından sonra 20. yüzyılın ortalarında başladı.

metalurjide

Çelik üretiminin dönüştürücü yöntemi, oksijen kullanımı ile ilişkilidir.

Metallerin kaynaklanması ve kesilmesi

Silindirlerdeki oksijen, metallerin alevle kesilmesi ve kaynağı için yaygın olarak kullanılmaktadır.

Roket yakıtı

Sıvı oksijen, hidrojen peroksit, nitrik asit ve diğer oksijen açısından zengin bileşikler, roket yakıtı için oksitleyici bir madde olarak kullanılır. Sıvı oksijen ve sıvı ozon karışımı, roket yakıtını oksitleyen en güçlü ajanlardan biridir (bir hidrojen-ozon karışımının özgül darbesi, bir hidrojen-florin ve hidrojen-oksijen florür çifti için özgül darbeyi aşmaktadır).

Eczanede

Oksijen, solunum yetmezliği durumunda solunum gazı karışımlarını zenginleştirmek, astımı tedavi etmek için oksijen kokteylleri, oksijen yastıkları vb. şeklinde kullanılır.

gıda endüstrisinde

Gıda endüstrisinde oksijen şu şekilde kayıtlıdır: Gıda katkı maddesi E948, itici ve ambalaj gazı olarak.

Oksijenin biyolojik rolü

Canlılar havadaki oksijeni solurlar. Oksijen tıpta yaygın olarak kullanılmaktadır. Kardiyovasküler hastalıklarda, metabolik süreçleri iyileştirmek için mideye oksijen köpüğü (“oksijen kokteyli”) verilir. Subkutan oksijen uygulaması, trofik ülserler, fil hastalığı, kangren ve diğer ciddi hastalıklar için kullanılır. Hava dezenfeksiyonu ve koku giderme ve temizlik için içme suyu ozon ile yapay zenginleştirme kullanın. Oksijen 15 O'nun radyoaktif izotopu, kan akış hızını, pulmoner ventilasyonu incelemek için kullanılır.

Toksik oksijen türevleri

Singlet oksijen, hidrojen peroksit, süperoksit, ozon ve hidroksil radikali gibi bazı oksijen türevleri (reaktif oksijen türleri olarak adlandırılır), oldukça toksik ürünlerdir. Oksijenin aktivasyonu veya kısmi indirgenmesi sürecinde oluşurlar. Süperoksit (süperoksit radikali), hidrojen peroksit ve hidroksil radikali insan ve hayvan vücudunun hücre ve dokularında oluşarak oksidatif strese neden olabilir.

oksijen izotopları

Oksijenin üç kararlı izotopu vardır: 16 O, 17 O ve 18 O, ortalama içeriği Dünya'daki toplam oksijen atomu sayısının sırasıyla %99,759, %0,037 ve %0,204'üdür. İzotopların karışımındaki en hafif 16 O'nun keskin baskınlığı, 16 O atomunun çekirdeğinin 8 proton ve 8 nötrondan oluşması gerçeğinden kaynaklanmaktadır. Ve bu tür çekirdekler, atom çekirdeğinin yapısı teorisinden aşağıdaki gibi özel bir kararlılığa sahiptir.

11 O, 13 O, 14 O (yarı ömür 74 sn), 15 O (T 1/2 = 2.1 dk), 19 O (T 1/2 = 29.4 sn), 20 O (tartışmalı yarı-ömür) radyoaktif izotopları vardır. 10 dakikadan 150 yıla kadar yaşam verileri).

ek bilgi

oksijen bileşikleri
Sıvı oksijen
Ozon

Oksijen, Oksijen, O(8)
Oksijenin keşfi (Oksijen, Fransız Oksijeni, Alman Sauerstoff), kimyanın gelişiminde modern dönemin başlangıcını işaret etti. Antik çağlardan beri yanma için havaya ihtiyaç olduğu biliniyordu, ancak yüzyıllar boyunca yanma süreci anlaşılmaz kaldı. Sadece XVII yüzyılda. Mayow ve Boyle, birbirinden bağımsız olarak, havanın yanmayı destekleyen bir madde içerdiği fikrini dile getirdiler, ancak bu tamamen rasyonel hipotez, o zaman geliştirilmedi, çünkü yanma kavramı, yanan bir cismi belirli bir cisimle bağlama süreci olarak ortaya çıktı. Havanın kurucu kısmı, o sırada, yanma sırasında yanan bir cismin temel bileşenlere ayrışmasının meydana gelmesi gibi açık bir eylemle çelişiyor gibiydi. XVII yüzyılın başında bu temelde. Becher ve Stahl tarafından yaratılan flojiston teorisi ortaya çıktı. Kimyanın gelişiminde (18. yüzyılın ikinci yarısı) kimyasal-analitik dönemin ortaya çıkması ve kimyasal-analitik alanın ana dallarından biri olan "pnömatik kimya" nın ortaya çıkmasıyla birlikte, yanma ve solunum , yine araştırmacıların dikkatini çekti. Çeşitli gazların keşfi ve kimyasal süreçlerdeki önemli rollerinin belirlenmesi, Lavoisier'in üstlendiği yanma süreçlerinin sistematik çalışmaları için ana uyaranlardan biriydi. Oksijen, 18. yüzyılın 70'lerinin başında keşfedildi.

Bu keşifle ilgili ilk rapor Priestley tarafından 1775'te İngiliz Kraliyet Cemiyeti'nin bir toplantısında yapıldı. Kırmızı cıva oksidi büyük bir yanan camla ısıtan Priestley, mumun normal havadan daha parlak yandığı bir gaz elde etti ve için için yanan meşale parladı. Priestley, yeni gazın bazı özelliklerini belirledi ve buna daflojistik hava adını verdi. Bununla birlikte, iki yıl önce, Priestley (1772) Scheele, oksijeni cıva oksidin ayrıştırılması ve diğer yöntemlerle de aldı. Scheele bu gaza ateşli hava (Feuerluft) adını verdi. Scheele, keşfi hakkında ancak 1777'de bir rapor hazırlayabildi.

1775 yılında Lavoisier, Paris Bilimler Akademisi'ne "bizi çevreleyen havanın en saf kısmını" elde etmeyi başardığını bildirmiş ve havanın bu kısmının özelliklerini anlatmıştır. İlk başta, Lavoisier bu "hava"yı ampirik, hayati (Air imparatorluk, Hava hayati) hayati hava tabanı (Base de l "air vital) olarak adlandırdı. Farklı ülkeleröncelik konusunda anlaşmazlıklara neden oldu. Priestley özellikle kendini bir kaşif olarak kabul etmekte ısrarlıydı. Özünde, bu anlaşmazlıklar şu ana kadar sona ermedi. Oksijenin özelliklerinin ayrıntılı bir incelemesi ve oksijenin yanma ve oksit oluşumu süreçlerindeki rolü, Lavoisier'in bu gazın asit oluşturan bir ilke olduğu konusunda yanlış bir sonuca varmasına neden oldu. 1779'da Lavoisier, bu sonuca göre, oksijen için yeni bir isim - asit oluşturan ilke (principe acidifant ou principe oxygine) tanıttı. Bu karmaşık isimde geçen oxygine kelimesi, Lavoisier tarafından Yunanca asit ve “üretiyorum” kelimesinden türetilmiştir.