Basit bir madde olan oksijenin özelliklerini ifade eder. Oksijen: elementin kimyasal özellikleri

Kimyanın ortaya çıkışından bu yana, insanoğlu etrafındaki her şeyin kimyasal elementler içeren bir maddeden oluştuğunu anlamıştır. Maddelerin 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 takım önde gelenleri vurgulamakta fayda var. Bu liste şunları içerir: nitrojen, karbon, oksijen, hidrojen, kükürt ve fosfor.

Oksijen: keşfin hikayesi

Tüm bu unsurlar ve diğer bazı unsurlar, gezegenimizdeki yaşamın evriminin şu anda gözlemlediğimiz biçimde gelişmesine katkıda bulundu. Tüm bileşenler arasında doğada diğer elementlerden daha fazla bulunan oksijendir.

Ayrı bir element olarak oksijen 1 Ağustos 1774'te keşfedildi. Sıradan bir mercekle ısıtılarak cıva tortusundan hava elde etmeye yönelik bir deney sırasında, bir mumun alışılmadık derecede parlak bir alevle yandığını keşfetti.

Priestley uzun süre buna makul bir açıklama bulmaya çalıştı. O zamanlar bu olguya “ikinci hava” adı veriliyordu. Biraz önce, denizaltının mucidi K. Drebbel, 17. yüzyılın başında, icadında oksijeni izole etmiş ve nefes almak için kullanmıştır. Ancak deneylerinin, canlı organizmalarda enerji alışverişinin doğasında oksijenin oynadığı rolün anlaşılması üzerinde bir etkisi olmadı. Ancak oksijeni resmi olarak keşfeden bilim adamı Fransız kimyager Antoine Laurent Lavoisier'dir. Priestley'in deneyini tekrarladı ve ortaya çıkan gazın ayrı bir element olduğunu fark etti.

Oksijen, inert gazlar ve soy metaller hariç, hemen hemen tüm basit maddelerle etkileşime girer.

Doğada oksijen bulmak

Gezegenimizdeki tüm elementler arasında oksijen en büyük payı alır. Oksijenin doğadaki dağılımı çok çeşitlidir. Hem bağlı hem de serbest formda bulunur. Kural olarak güçlü bir oksitleyici madde olduğundan bağlı durumda kalır. Doğada ayrı bir bağlanmamış element olarak oksijenin varlığı yalnızca gezegenin atmosferinde kaydedilir.

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

Havadaki oksijen, olağan formunun yanı sıra ozon formunda izotropik bir forma da sahiptir. üç oksijen atomundan oluşur. Gökyüzünün mavi rengi bu bileşiğin atmosferin üst kısmındaki varlığıyla doğrudan ilişkilidir. Ozon sayesinde Güneşimizden gelen kısa dalga boylu sert radyasyon emilir ve yüzeye ulaşmaz.

Ozon tabakasının yokluğunda, mikrodalga fırında kızartılan yiyecekler gibi organik yaşam da yok olur.

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

Oksijen yerkabuğunda bağlı formdadır ve en yaygın elementtir. Onun payı yaklaşık %47'dir. Doğada oksijenin varlığı gezegenin kabuklarıyla sınırlı değildir, bu element tüm organik varlıkların bir parçasıdır. Ortalama payı %67’ye ulaşıyor toplam kütle tüm unsurlar.

Oksijen yaşamın temelidir

Yüksek oksidatif aktivite nedeniyle oksijen çoğu element ve maddeyle kolayca birleşerek oksitler oluşturur. Elementin yüksek oksitleyici gücü, iyi bilinen yanma sürecini sağlar. Oksijen aynı zamanda yavaş oksidasyon süreçlerinde de rol oynar.

Oksijenin doğadaki güçlü bir oksitleyici madde olarak rolü, canlı organizmaların yaşamında vazgeçilmezdir. Bu kimyasal işlem sayesinde enerji açığa çıkmasıyla maddelerin oksidasyonu meydana gelir. Canlı organizmalar bunu geçimleri için kullanırlar.

Bitkiler atmosferdeki oksijen kaynağıdır

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

Bu süreç fotosentezin ortaya çıkması sayesinde mümkün oldu. Zamanla, bitkilerin yaşamı boyunca, milyonlarca yıl boyunca, Dünya'nın atmosferi birikti. çok sayıda serbest oksijen.

Bilim adamlarına göre geçmişte kütle oranı yaklaşık %30'a ulaşmıştı; bu da şimdikinden bir buçuk kat daha fazlaydı. Bitkiler hem geçmişte hem de günümüzde doğadaki oksijen döngüsünü önemli ölçüde etkilemiş, böylece gezegenimizin flora ve faunasının çeşitliliğini sağlamıştır.

Oksijenin doğadaki önemi sadece çok büyük değil, aynı zamanda çok önemlidir. Hayvan dünyasının metabolik sistemi açıkça atmosferdeki oksijenin varlığına dayanır. Onun yokluğunda bildiğimiz hayat imkansız hale gelir. Gezegenin sakinleri arasında yalnızca anaerobik (oksijensiz yaşayabilen) organizmalar kalacak.

Doğada yoğunluk, diğer elementlerle kombinasyon halinde üç toplanma halinde olmasıyla sağlanır. Güçlü bir oksitleyici ajan olduğundan, serbest formdan bağlı forma çok kolay geçer. Ve ancak fotosentez yoluyla karbondioksiti parçalayan bitkiler sayesinde serbest halde bulunur.

Hayvanların ve böceklerin solunum süreci, redoks reaksiyonları için bağlanmamış oksijenin üretilmesi ve ardından vücudun yaşamsal fonksiyonlarını sağlayacak enerjinin üretilmesine dayanmaktadır. 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 suyun varlığına dayanıyordu.

Kabuğun kimyasal bileşimi, atmosfer ve suyun varlığı, gezegendeki yaşamın kökeninin temelini oluşturdu ve canlı organizmaların evriminin yönünü belirledi.

Gezegenin mevcut "kimyasına" dayanarak evrim, çözücü olarak suya dayalı karbon bazlı organik yaşama ulaştı. kimyasal maddeler enerji üretmek için oksijenin oksitleyici bir madde olarak kullanılmasının yanı sıra.

Farklı bir evrim

Bu aşamada modern bilim organik bir molekülün yapımı için silikon veya arseniğin temel alınabileceği karasal koşullar dışındaki ortamlarda yaşam olasılığını reddetmez. Ve sıvı ortam, bir çözücü gibi, sıvı amonyak ve helyumun bir karışımı olabilir. Atmosfere gelince, helyum ve diğer gazlarla karıştırılmış hidrojen gazı şeklinde sunulabilir.

Modern bilim, bu koşullar altında hangi metabolik süreçlerin meydana gelebileceğini henüz simüle edemiyor. Ancak yaşamın evriminin bu yönü oldukça kabul edilebilir. Zamanın gösterdiği gibi, insanlık sürekli olarak etrafımızdaki dünyaya ve onun içindeki hayata dair anlayışımızın 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 doğadaki en yaygın elementtir, Dünya atmosferindeki içeriği% 21 (hacim.), yer kabuğunda yaklaşık olarak bileşikler halindedir. %50 (ağırlıkça) ve hidrosferde %88,8 (ağırlıkça).

Oksijen, yeryüzünde yaşamın varlığı için gereklidir: Hayvanlar ve bitkiler solunum sırasında oksijen tüketir, bitkiler ise fotosentez yoluyla oksijeni serbest bırakır. Canlı madde bağlı oksijeni yalnızca vücut sıvılarında (kan hücrelerinde vb.) değil, aynı zamanda karbonhidratlarda (şeker, selüloz, nişasta, glikojen), yağlarda ve proteinlerde de içerir. Killer, kayalar silikatlar ve oksitler, hidroksitler, karbonatlar, sülfatlar ve nitratlar gibi diğer oksijen içeren inorganik bileşiklerden oluşur.

Tarihsel referans.

Oksijenle ilgili ilk bilgi Avrupa'da 8. yüzyılın Çin el yazmalarından öğrenildi. 16. yüzyılın başında. Leonardo da Vinci henüz oksijenin bir element olduğunu bilmeden oksijenin kimyasına ilişkin veriler yayınladı. Oksijen ekleme reaksiyonları şu şekilde açıklanmaktadır: bilimsel çalışmalar S. Geils (1731) ve P. Bayen (1774). K. Scheele'nin 1771-1773'te metallerin ve fosforun oksijenle etkileşimi üzerine araştırması özel ilgiyi hak ediyor. J. Priestley, Bayen'in havayla reaksiyonlara ilişkin raporundan birkaç ay sonra, 1774'te oksijenin bir element olarak keşfedildiğini bildirdi. Oksijenyum (“oksijen”) adı bu elemente Priestley tarafından keşfedilmesinden kısa bir süre sonra verilmiştir ve Yunanca “asit üreten” anlamına gelen sözcüklerden gelmektedir; bunun nedeni oksijenin tüm asitlerde mevcut olduğu yanılgısıdır. Oksijenin solunum ve yanma süreçlerindeki rolünün açıklaması ise A. Lavoisier'e (1777) aittir.

Atomun yapısı.

Doğal olarak oluşan herhangi bir oksijen atomunun çekirdeğinde 8 proton bulunur, ancak nötron sayısı 8, 9 veya 10 olabilir. Oksijenin üç izotopundan en yaygın olanı (%99,76) 16 8 O'dur (8 proton ve 8 nötron) . Başka bir izotop olan 18 8 O'nun (8 proton ve 10 nötron) içeriği yalnızca %0,2'dir. Bu izotop, bir etiket olarak veya belirli moleküllerin tanımlanmasının yanı sıra biyokimyasal ve mediko-kimyasal çalışmaların (radyoaktif olmayan izlerin incelenmesi için bir yöntem) yürütülmesi için kullanılır. Oksijenin üçüncü radyoaktif olmayan izotopu olan 17 8 O (%0,04), 9 nötron içerir ve kütle numarası 17'dir. Karbon izotopunun kütlesinden sonra 12 6 C, Uluslararası Komisyon tarafından standart atom kütlesi olarak kabul edilmiştir. 1961'de oksijenin ağırlıklı ortalama atom kütlesi 15,9994 oldu. 1961 yılına kadar kimyagerler atom kütlesinin standart birimini oksijenin atom kütlesi olarak kabul ediyorlardı; doğal olarak oluşan üç oksijen izotopunun karışımı için 16.000 olduğu varsayılmıştı. Fizikçiler oksijen izotopu 16 8 O'nun kütle numarasını atom kütlesinin standart birimi olarak aldılar, dolayısıyla fiziksel ölçekte oksijenin ortalama atom kütlesi 16.0044'tü.

Bir oksijen atomunun 8 elektronu vardır; iç düzeyde 2 elektron ve dış düzeyde 6 elektron bulunur. Bu nedenle, kimyasal reaksiyonlarda oksijen, donörlerden en fazla iki elektronu kabul edebilir, dış kabuğunu 8 elektrona kadar oluşturabilir ve aşırı bir negatif yük oluşturabilir.

Moleküler oksijen.

Atomları 8 elektrondan oluşan 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 açığa çıkarır (~490 kJ/mol) ve buna bağlı olarak molekülün atomlara ayrışmasının ters süreci için de aynı miktarda enerjinin harcanması gerekir. O-O bağının gücü o kadar yüksektir ki, 2300°C'de oksijen moleküllerinin yalnızca %1'i atomlara ayrışır. (N2 nitrojen molekülünün oluşumu sırasında N-N bağının kuvvetinin ~710 kJ/mol gibi daha da yüksek olması dikkat çekicidir.)

Elektronik yapı.

Oksijen molekülünün elektronik yapısında, tahmin edilebileceği gibi, her atomun etrafındaki bir oktetteki elektronların dağılımı gerçekleşmez, ancak eşleşmemiş elektronlar vardır ve oksijen, böyle bir yapıya özgü özellikler gösterir (örneğin, atomlarla etkileşime girer). paramanyetik olan bir manyetik alan).

Reaksiyonlar.

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

Kabul ve başvuru.

Atmosferde serbest oksijen bulunması nedeniyle en çok etkili yöntemçıkarılması, yabancı maddelerin, CO2'nin, tozun vb. giderildiği havanın sıvılaştırılmasıdır. kimyasal ve fiziksel yöntemler. Döngüsel süreç, havanın sıvılaşmasına yol açan sıkıştırma, soğutma ve genleşmeyi içerir. Sıcaklıktaki yavaş bir artışla (fraksiyonel damıtma yöntemi), önce soy gazlar (sıvılaştırılması en zor olan) sıvı havadan buharlaşır, ardından nitrojen ve sıvı oksijen kalır. Sonuç olarak sıvı oksijen, eser miktarda soy gaz ve nispeten büyük oranda nitrojen içerir. Birçok uygulama için bu yabancı maddeler sorun teşkil etmez. Ancak aşırı saflıkta oksijen elde etmek için damıtma işleminin tekrarlanması gerekir. 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 etkili bir şekilde gidermek için Bessemer yöntemini kullanarak erimiş demiri üflemek için oksijen gazını kullanır.Oksijen üfleme, hava üflemeden daha hızlı ve daha kaliteli çelik üretir. Oksijen ayrıca metallerin kaynaklanması ve kesilmesinde de kullanılır (oksi-asetilen alevi). Oksijen tıpta da örneğin nefes almada zorluk çeken hastaların solunum ortamını zenginleştirmek için kullanılır. Oksijen çeşitli yollarla elde edilebilir kimyasal yöntemler ve bazıları laboratuvar uygulamalarında küçük miktarlarda saf oksijen elde etmek için kullanılır.

Elektroliz.

Oksijen üretme yöntemlerinden biri, katalizör olarak küçük NaOH veya H2S04 ilaveleri içeren suyun elektrolizidir: 2H20® 2H2 + O2. Bu durumda küçük hidrojen safsızlıkları oluşur. Bir boşaltma cihazı kullanılarak, gaz karışımındaki hidrojen izleri tekrar suya dönüştürülür ve buharları donma veya adsorpsiyon yoluyla giderilir.

Termal ayrışma.

J. Priestley tarafından önerilen, oksijen üretimine yönelik önemli bir laboratuvar yöntemi, ağır metal oksitlerin termal ayrışmasıdır: 2HgO® 2Hg + O2. Priestley buna odaklandı Güneş ışınları cıva oksit tozu için. İyi bilinen bir laboratuvar yöntemi aynı zamanda okso tuzlarının, örneğin potasyum kloratın bir katalizör - manganez dioksit varlığında termal ayrışmasıdır:

Kalsinasyondan önce küçük miktarlarda eklenen manganez dioksit, gerekli sıcaklığın ve ayrışma oranının korunmasına izin verir ve işlem sırasında MnO2'nin kendisi değişmez.

Nitratların termal ayrışması için yöntemler de kullanılır:

bazı aktif metallerin peroksitlerinin yanı sıra, örneğin:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

İkinci yöntem bir zamanlar atmosferden oksijen çıkarmak için yaygın olarak kullanılmıştı ve BaO2 oluşana kadar BaO'nun havada ısıtılmasını ve ardından peroksitin termal ayrışmasını içeriyordu. Hidrojen peroksit üretimi için termal ayrıştırma yöntemi önemini korumaktadır.

OKSİJENİN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Atomik numara	8
Atom kütlesi	15,9994
Erime noktası, °C	–218,4
Kaynama noktası, °C	–183,0
Yoğunluk
sert, g/cm3 (at T lütfen)	1,27
sıvı g/cm3 (at T kip)	1,14
gaz halinde, g/dm3 (0° C'de)	1,429
hava akrabası	1,105
kritik a, g/cm3	0,430
Kritik sıcaklık a, °C	–118,8
Kritik basınç a, atm	49,7
Çözünürlük, cm3 /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
Birinci	13,614
ikinci	35,146
Elektronegatiflik (F=4)	3,5
a Gaz ve sıvının yoğunluklarının aynı olduğu sıcaklık ve basınç.

Fiziki ozellikleri.

Oksijen normal şartlarda renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Sıvı oksijen soluk mavi bir renge sahiptir. Katı oksijen en az üç kristal modifikasyonda mevcuttur. Oksijen gazı suda çözünür ve muhtemelen O2HH2O ve muhtemelen O2H2H2O gibi zayıf bileşikler oluşturur.

Kimyasal özellikler.

Daha önce de belirtildiği gibi oksijenin kimyasal aktivitesi, oldukça reaktif olan O atomlarına ayrışma yeteneği ile belirlenir. Yalnızca en aktif metaller ve mineraller O2 ile yüksek oranda reaksiyona girer. Düşük sıcaklık. En aktif alkali (IA alt grupları) ve bazı alkalin toprak (IIA alt grupları) metalleri, O2 ile NaO2 ve BaO2 gibi peroksitler oluşturur. Diğer elementler ve bileşikler yalnızca ayrışma ürünü O2 ile reaksiyona girer. Uygun koşullar altında soy gazlar ve Pt, Ag, Au metalleri dışındaki tüm elementler oksijenle reaksiyona girer. Bu metaller de oksitler oluştururlar, ancak özel koşullar altında.

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

Metaller oksijenle oksitlendiğinde, ısı açığa çıkar ve bu ısının büyüklüğü M-O bağının gücüyle ilişkilidir. Bazı metal olmayanların oksidasyonu sırasında ısı emilir, bu da onların oksijenle olan bağlarının zayıf olduğunu gösterir. Bu tür oksitler termal olarak kararsızdır (veya iyonik bağlı oksitlerden daha az kararlıdır) ve sıklıkla oldukça reaktiftirler. Tablo, en tipik metallerin, geçiş metallerinin ve metal olmayanların, A ve B alt gruplarının elemanlarının (eksi işareti, ısının salınması anlamına gelir) oksit oluşum entalpilerinin değerlerini karşılaştırma için gösterir.

Oksitlerin özellikleri hakkında birkaç genel sonuç çıkarılabilir:

1. Alkali metal oksitlerin erime sıcaklıkları, metalin atom yarıçapının artmasıyla azalır; Bu yüzden, T pl (Cs20) t pl (Na20). İyonik bağın baskın olduğu oksitler daha fazla yüksek sıcaklıklar kovalent oksitlerin erime noktasından daha erime sıcaklığı: T pl (Na 2 O) > T pl (S02).

2. Reaktif metallerin oksitleri (IA-IIIA alt grupları), geçiş metalleri ve metal olmayanların oksitlerinden termal olarak daha kararlıdır. Termal ayrışma üzerine en yüksek oksidasyon durumundaki ağır metal oksitleri, 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 oksitleyici maddeler olabilir.

3. En aktif metaller yüksek sıcaklıklarda moleküler oksijenle reaksiyona girerek peroksitler oluşturur:

Sr+O2®SrO2.

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

5. A alt gruplarının metalleri ve metal olmayanları, grup numarasına karşılık gelen bir oksidasyon durumuna sahip oksitler oluşturur; örneğin, Na, Be ve B, Na 1 2 O, Be II O ve B 2 III O3'ü oluşturur ve olmayanlar C, N, S, Cl alt gruplarının metalleri IVA – VIIA, C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7'yi oluşturur. Bir elementin grup numarası yalnızca aşağıdakilerle ilişkilidir: maksimum derece oksidasyon, çünkü elementlerin daha düşük oksidasyon derecelerine sahip oksitler de mümkündür. Bileşiklerin yanma süreçlerinde oksitler tipik ürünlerdir, örneğin:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Karbon içeren maddeler ve hidrokarbonlar hafifçe ısıtıldığında CO2 ve H20'ya oksitlenir (yanır).Bu tür maddelerin örnekleri yakıtlardır - odun, yağ, alkoller (ayrıca karbon - kömür, kok ve odun kömürü). Yanma sürecinden elde edilen ısı, buhar üretimi (ve daha sonra elektrik veya enerji santrallerine gitmek) ve ayrıca evlerin ısıtılması için kullanılır. Yanma işlemleri 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 odun kömürü, 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 maruz kalır. Oksidasyon için oksijen yalnızca atmosferden (önceki reaksiyonlarda olduğu gibi) değil, aynı zamanda maddenin kendisinden de kullanılabilir. Bir reaksiyonu başlatmak için, reaksiyonun darbe veya sallama gibi küçük bir aktivasyonu yeterlidir. Bu reaksiyonlarda yanma ürünleri de oksittir ancak hepsi gaz halindedir ve prosesin yüksek son sıcaklığında hızla genişler. Bu nedenle bu tür maddeler patlayıcıdır. Patlayıcı örnekleri trinitrogliserin (veya nitrogliserin) C3H5 (NO3)3 ve trinitrotoluen (veya TNT) C7H5 (NO2)3'tür.

Elementin oksidasyon durumu daha düşük olan metallerin veya metal olmayanların oksitleri, oksitler oluşturmak üzere oksijenle reaksiyona girer yüksek dereceler bu elementin oksidasyonu:

Cevherlerden elde edilen veya sentezlenen doğal oksitler, birçok önemli metalin üretimi için hammadde görevi görür; örneğin Fe203 (hematit) ve Fe304'ten (manyetit) demir, Al203'ten (alümina) alüminyum ), MgO'dan (magnezya) magnezyum. Hafif metal oksitler kullanılır kimyasal endüstri Alkaliler veya bazlar elde etmek için. Potasyum peroksit KO 2 alışılmadık bir kullanıma sahiptir çünkü nem varlığında ve onunla reaksiyonu sonucunda oksijen açığa çıkarır. Bu nedenle solunum cihazlarında oksijen üretmek için KO 2 kullanılır. Dışarıya verilen havadaki nem, solunum cihazında oksijen açığa çıkarır ve KOH, CO2'yi emer. CaO oksit ve kalsiyum hidroksit Ca(OH)2 üretimi – seramik ve çimento teknolojisinde büyük ölçekli üretim.

Su (hidrojen oksit).

Suyun H 2 O'nun laboratuvar uygulamalarında önemi kimyasal reaksiyonlar ve yaşam süreçlerinde bu maddenin SU, BUZ VE BUHAR'ın özel olarak dikkate alınması gerekir). Daha önce de belirtildiği gibi, oksijen ve hidrojenin örneğin kıvılcım boşalması, patlama ve su oluşumu gibi koşullar altında doğrudan etkileşimi sırasında 143 kJ/(mol H2O) açığa çıkar.

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

H-O bağlarının yüksek mukavemeti nedeniyle hidrojenin oksijenden ayrılması zordur ve su çok zayıf bir bağ sergiler. asit özellikleri. Suyun birçok özelliği yüklerin dağılımı ile belirlenir. Örneğin, bir su molekülü bir metal iyonu ile bir hidrat oluşturur:

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

Oksoanyonlar ve oksokasyonlar

- artık negatif (oksoanyonlar) veya artık pozitif (oksokasyonlar) yüke sahip oksijen içeren parçacıklar. O 2- iyonu, H+ gibi pozitif yüklü parçacıklara karşı yüksek 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 eklenmesi sonucu kısmi stabilizasyonunu açıklar. Bu nedenle aktif bir metal (veya oksidi) suya etki ettiğinde O 2– değil OH– oluşur:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

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

°C'de koyu mor bir katı faz oluşur. Sıvı ozon, sıvı oksijende az çözünür ve 0 °C'de 100 g suda 49 cm3 O3 çözünür. Kimyasal özellikler açısından ozon oksijenden çok daha aktiftir ve oksitleyici özelliklerde yalnızca O, F2 ve OF2'den (oksijen diflorür) sonra ikinci sırada gelir. Normal oksidasyon sırasında oksit ve moleküler oksijen O2 oluşur. Ozon, özel koşullar altında aktif metallere etki ettiğinde, K + O 3 - bileşimindeki ozonitler oluşur. Ozon endüstride özel amaçlarla elde edilir, iyi bir dezenfektandır ve suyu arıtmak için 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 konsantrasyonlarda ozona maruz kaldığında bile kolayca tahrip olur. Bazı sanayi şehirlerinde, havadaki önemli miktarda ozon konsantrasyonu, antioksidanlarla korunmadığı takdirde kauçuk ürünlerinin hızla bozulmasına yol açmaktadır. Ozon çok zehirlidir. Çok düşük ozon konsantrasyonlarında bile sürekli hava solunması baş ağrısı, mide bulantısı ve diğer hoş olmayan durumlar.

giriiş

Her gün ihtiyacımız olan havayı soluyoruz. Havanın neyden, daha doğrusu hangi maddelerden oluştuğunu hiç düşündünüz mü? Çoğu nitrojen (%78), ardından oksijen (%21) ve inert gazlar (%1) içerir. Her ne kadar oksijen havanın en temel kısmını oluşturmasa da, oksijen olmasaydı atmosfer yaşanmaz olurdu. Onun sayesinde Dünya'da yaşam var çünkü nitrojen hem birlikte hem de bireysel olarak insanlara zararlı. Oksijenin özelliklerine bakalım.

Oksijenin fiziksel özellikleri

Havada oksijen, normal koşullar altında tadı, rengi ve kokusu olmayan bir gaz olduğu için basitçe ayırt edilemez. Ancak oksijen yapay olarak diğer toplanma durumlarına aktarılabilir. Yani -183 o C'de sıvı hale gelir, -219 o C'de ise sertleşir. Ancak katı ve sıvı oksijen yalnızca bir kişi tarafından elde edilebilir ve doğada yalnızca gaz halinde bulunur. buna benziyor (fotoğraf). Ve sert olan buza benziyor.

Oksijenin fiziksel özellikleri aynı zamanda basit bir maddenin molekülünün yapısıdır. Oksijen atomları bu tür iki maddeyi oluşturur: oksijen (O2) ve ozon (O3). Aşağıda bir oksijen molekülünün bir modeli bulunmaktadır.

Oksijen. Kimyasal özellikler

Bir elementin kimyasal karakterizasyonunun başladığı ilk şey onun element içindeki konumudur. periyodik tablo D. I. Mendeleev. Yani oksijen 8 numaradaki ana alt grubun 6. grubunun 2. periyodundadır. Atom kütlesi 16 amu'dur, metal değildir.

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

Laboratuvarlarda elde edilmesi hakkında konuşalım.

Kimyasal olarak oksijen, potasyum permanganat, hidrojen peroksit, bertolit tuzu, aktif metal nitratları ve ağır metal oksitlerinin ayrışmasıyla elde edilebilir. Bu yöntemlerin her birini kullanırken reaksiyon denklemlerini ele alalım.

1. Suyun elektrolizi:

H 2 Ö 2 = H 2 Ö + Ö 2

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

2HgO = 2Hg + O2

6. Aktif metal nitratların (örneğin sodyum nitrat) ayrışması:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

Oksijen uygulaması

Kimyasal özelliklerle işimiz bitti. Artık oksijenin insan yaşamında kullanımından bahsetmenin zamanı geldi. Elektrik ve termik santrallerde yakıt yakmak için gereklidir. Dökme demir ve hurda metalden çelik elde etmek, metal kaynak yapmak ve kesmek için kullanılır. İtfaiyeci maskeleri, dalgıçların tüpleri için oksijene ihtiyaç duyulur ve demir ve demir dışı metalurjide ve hatta patlayıcı imalatında kullanılır. Oksijen, gıda endüstrisinde gıda katkı maddesi E948 olarak da bilinir. Kullanılmadığı sanayi yok gibi görünüyor ama en önemli rolü tıptadır. Orada buna “tıbbi oksijen” deniyor. Oksijenin kullanıma uygun olması için önceden sıkıştırılır. Oksijenin fiziksel özellikleri sıkıştırılabileceği anlamına gelir. Bu haliyle bunlara benzer silindirlerin içinde depolanır.

Yoğun bakımda ve hasta bir hastanın vücudundaki hayati süreçleri sürdürmek için ekipman operasyonları sırasında ve ayrıca bazı hastalıkların tedavisinde kullanılır: dekompresyon, gastrointestinal sistem patolojileri. Onun yardımıyla doktorlar her gün birçok hayat kurtarıyor. Oksijenin kimyasal ve fiziksel özellikleri bu kadar yaygın kullanımına katkıda bulunur.

TANIM

Oksijen- sekizinci element periyodik tablo. Metal olmayanları ifade eder. VI grup A alt grubunun ikinci periyodunda yer alır.

Seri numarası 8'dir. Nükleer yükü +8'dir. Atom ağırlığı - 15,999 amu. Doğada oksijenin üç izotopu bulunur: 16 O, 17 O ve 18 O, bunların en yaygın olanı 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 seviyesinin 6 değerlik elektronu içerdiğini gösterir. Yüksek oksitleme kabiliyetine sahiptir (yalnızca flor için daha yüksek).

Pirinç. 1. Oksijen atomunun yapısının şematik gösterimi.

Temel durumun elektronik konfigürasyonu şu şekilde yazılır:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Oksijen p-ailesinin bir elementidir. Uyarılmamış durumdaki değerlik elektronlarının enerji diyagramı aşağıdaki gibidir:

Oksijenin 2 çift eşleştirilmiş elektronu ve iki eşlenmemiş elektronu vardır. Tüm bileşiklerinde oksijen II değerlik sergiler.

Pirinç. 2. Oksijen atomunun yapısının uzaysal gösterimi.

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

Oksijen formlarıperoksitler oksidasyon durumu −1 ile.
— Örneğin peroksitler, alkali metallerin oksijende yanmasıyla üretilir:
2Na + Ö2 → Na2Ö2

— Bazı oksitler oksijeni emer:
2BaO + Ö2 → 2BaO2

— A. N. Bach ve K. O. Engler tarafından geliştirilen yanma prensiplerine göre oksidasyon, bir ara peroksit bileşiğinin oluşmasıyla iki aşamada meydana gelir. Bu ara bileşik izole edilebilir, örneğin, yanan bir hidrojen alevi buzla soğutulduğunda, su ile birlikte hidrojen peroksit oluşur:
H2 + Ö2 → H2Ö2

Süperoksitler−1/2 oksidasyon durumuna sahiptir, yani iki oksijen atomu başına bir elektron (O2 - iyon). Peroksitlerin oksijenle reaksiyona sokulmasıyla elde edilir artan basınç ve sıcaklık:
Na 2 Ö 2 + Ö 2 → 2NaO 2

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

Ve o dioksijenil O 2 + +1/2 oksidasyon durumuna sahiptir. Reaksiyonla elde edilen:
PtF 6 + Ç 2 → Ç 2 PtF 6

Oksijen florürler
Oksijen diflorür OF 2 oksidasyon durumu +2, florun bir alkali çözeltiden geçirilmesiyle elde edilir:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H20

Oksijen monoflorür (dioksidiflorür), O 2 F 2, kararsız, oksidasyon durumu +1. -196 °C sıcaklıkta akkor deşarjda flor ve oksijen karışımından elde edilir.

Belirli bir basınç ve sıcaklıkta bir flor ve oksijen karışımından bir akkor deşarjının geçirilmesiyle, daha yüksek oksijen florürleri O3F2, O4F2, O5F2 ve O6F2 karışımları elde edilir.
Oksijen solunum, yanma ve çürüme süreçlerini destekler. Serbest formunda elementin iki allotropik modifikasyonu vardır: O2 ve O3 (ozon).

Oksijen uygulaması

Oksijenin yaygın endüstriyel kullanımı, sıvı havayı sıvılaştırmak ve ayırmak için kullanılan turbo genişleticilerin icat edilmesinden sonra 20. yüzyılın ortalarında başladı.

Metalurjide

Çelik üretiminin dönüştürücü yöntemi oksijen kullanımıyla ilişkilidir.

Metallerin kaynaklanması ve kesilmesi

Silindirlerdeki oksijen, metallerin alevle kesilmesi ve kaynaklanması için yaygın olarak kullanılır.

Roket yakıtı

Roket yakıtı için oksitleyici olarak sıvı oksijen, hidrojen peroksit, nitrik asit ve diğer oksijen açısından zengin bileşikler kullanılır. Sıvı oksijen ve sıvı ozon karışımı, roket yakıtının en güçlü oksitleyicilerinden biridir (hidrojen-ozon karışımının spesifik dürtüsü, hidrojen-flor ve hidrojen-oksijen florür çiftlerinin spesifik dürtüsünü aşar).

Eczanede

Oksijen, solunum problemleri için, astım tedavisinde, oksijen kokteylleri, oksijen yastıkları vb. şeklinde solunum gazı karışımlarını zenginleştirmek için kullanılır.

Gıda endüstrisinde

Gıda endüstrisinde oksijen şu şekilde kayıtlıdır: Gıda katkı maddeleri E948 itici gaz ve paketleme gazı olarak.

Oksijenin biyolojik rolü

Canlılar havadan oksijen alır. Oksijen tıpta yaygın olarak kullanılmaktadır. Kardiyovasküler hastalıklarda metabolik süreçleri iyileştirmek için mideye oksijen köpüğü (“oksijen kokteyli”) enjekte edilir. Trofik ülserler, fil hastalığı, kangren ve diğer ciddi hastalıklarda deri altı oksijen uygulaması kullanılır. Hava dezenfeksiyonu ve koku giderme ve temizleme için içme suyu yapay ozon zenginleştirmesi kullanılmaktadır. Radyoaktif oksijen izotopu 15 O, kan akış hızını ve pulmoner ventilasyonu incelemek için kullanılır.

Zehirli oksijen türevleri

Singlet oksijen, hidrojen peroksit, süperoksit, ozon ve hidroksil radikali gibi bazı oksijen türevleri (reaktif oksijen türleri olarak adlandırılır) oldukça toksiktir. Oksijenin aktivasyonu veya kısmi indirgenmesi işlemi sırasında 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; bunların ortalama içeriği Dünya'daki toplam oksijen atomu sayısının sırasıyla %99,759'u, %0,037'si ve %0,204'üdür. Bunların en hafifi olan 16 O'nun izotop karışımındaki keskin üstünlüğü, 16 O atomunun çekirdeğinin 8 proton ve 8 nötrondan oluşmasından kaynaklanmaktadır. Ve atom çekirdeğinin yapısı teorisinden de anlaşılacağı gibi bu tür çekirdekler özellikle kararlıdır.

Radyoaktif izotoplar 11 O, 13 O, 14 O (yarılanma ömrü 74 sn), 15 O (T 1/2 = 2,1 dk), 19 O (T 1/2 = 29,4 sn), 20 O (çelişkili yarılanma) vardır. 10 dakikadan 150 yıla kadar yaşam verileri).

Ek Bilgiler

Oksijen bileşikleri
Sıvı oksijen
Ozon

Oksijen, Oksijenyum, O (8)
Oksijenin keşfi (Oksijen, Fransız Oksijen, Alman Sauerstoff) kimyanın gelişiminde modern dönemin başlangıcını işaret ediyordu. Yanmanın hava gerektirdiği eski çağlardan beri biliniyordu, ancak yüzyıllar boyunca yanma süreci belirsizliğini korudu. Sadece 17. yüzyılda. Mayow ve Boyle, havanın yanmayı destekleyen bazı maddeler içerdiği fikrini bağımsız olarak ifade ettiler, ancak bu tamamen rasyonel hipotez o zamanlar geliştirilmedi, çünkü yanma fikri, yanan bir cismin belirli bir bileşenle birleştirilmesi süreci olarak görülüyor. O zamanlar hava, yanma sırasında yanan cismin temel bileşenlere ayrışmasının meydana geldiği gerçeği gibi bariz bir eylemle çelişiyor gibi görünüyordu. 17. yüzyılın başında bu temeldeydi. Becher ve Stahl tarafından yaratılan flojiston teorisi ortaya çıktı. Kimyanın gelişmesinde kimyasal-analitik dönemin ortaya çıkmasıyla (18. yüzyılın ikinci yarısı) ve kimyasal-analitik yönün ana dallarından biri olan yanma ve solunumun yanı sıra “pnömatik kimyanın” ortaya çıkışıyla birlikte , yine araştırmacıların dikkatini çekti. Çeşitli gazların keşfi ve bunların kimyasal süreçlerdeki önemli rollerinin belirlenmesi, Lavoisier'in yanma süreçlerine ilişkin sistematik çalışmaları için ana teşviklerden biriydi. Oksijen, 18. yüzyılın 70'li yıllarının başında keşfedildi.

Bu keşifle ilgili ilk rapor 1775 yılında İngiliz Kraliyet Cemiyeti'nin bir toplantısında Priestley tarafından yapıldı. Priestley kırmızı cıva oksidi büyük bir yanan camla ısıtarak mumun normal havaya göre daha parlak yandığı bir gaz elde etti ve için için yanan meşale parladı. Priestley, yeni gazın bazı özelliklerini belirledi ve ona daflojistik hava adını verdi. Bununla birlikte, iki yıl önce Priestley (1772) Scheele, cıva oksidin ayrıştırılması ve diğer yöntemlerle de oksijen aldı. Scheele bu gaza ateş havası (Feuerluft) adını verdi. Scheele keşfini ancak 1777'de bildirebildi.

1775 yılında Lavoisier, Paris Bilimler Akademisi'ne "çevremizi saran havanın en saf kısmını" elde etmeyi başardığını bildirmiş ve havanın bu kısmının özelliklerini anlatmıştır. İlk başta, Lavoisier bu "havayı" hayati havanın (Base de l "air vital) ampirik, hayati (Air imparatorluk, Air vital) temeli olarak adlandırdı. Oksijenin birkaç bilim adamı tarafından neredeyse eşzamanlı keşfi. Farklı ülkeleröncelik konusunda tartışmalara neden oldu. Priestley, bir kaşif olarak tanınma çabalarında özellikle ısrarcıydı. Aslında bu tartışmalar henüz sona ermiş değil. Oksijenin özelliklerinin ve yanma süreçlerindeki ve oksit oluşumundaki rolünün ayrıntılı bir çalışması, Lavoisier'in bu gazın asit oluşturucu bir prensip olduğu yönünde yanlış sonuca varmasına neden oldu. 1779'da Lavoisier, bu sonuca uygun olarak, oksijen için yeni bir isim tanıttı - asit oluşturma prensibi (principe acidifiant veya principe oxygine). Lavoisier, bu karmaşık isimde yer alan oksijin kelimesini Yunanca asit ve “üretiyorum” kelimesinden türetmiştir.