Ev İş

Doğada oksijen elde etmek. Oksijenin fiziksel ve kimyasal özellikleri

§8 Öğeler VI Ve gruplar.

Oksijen, kükürt, selenyum, tellür, polonyum.

Genel bilgi elementler Grup VI A:

Grup VI A elementlerine (polonyum hariç) kalkojenitler denir. Bu elemanların dış elektronik seviyesi altı değerlik elektronu (ns 2 np 4) içerir, dolayısıyla normal durumda 2 değerlik sergilerler ve uyarılmış durumda -4 veya 6 (oksijen hariç). Oksijen atomu, dış elektronik katmanda bir d-alt seviyesinin bulunmaması nedeniyle alt grubun diğer elementlerinin atomlarından farklıdır; bu, elektronlarının "eşleştirilmesi" için büyük enerji maliyetlerine neden olur ve bu, oksijenin enerjisiyle telafi edilmez. yeni kovalent bağların oluşumu. Bu nedenle oksijenin kovalensi ikidir. Bununla birlikte, bazı durumlarda, yalnız elektron çiftlerine sahip bir oksijen atomu, bir elektron donörü olarak hareket edebilir ve bir donör-alıcı mekanizması yoluyla ek kovalent bağlar oluşturabilir.

Bu elementlerin elektronegatifliği O-S-Se-Te-Po sırasına göre giderek azalır. -2,+2,+4,+6'dan oksidasyon durumu. Atomun yarıçapı artar, bu da elementlerin metalik olmayan özelliklerini zayıflatır.

Bu alt grubun elemanları hidrojen ile H2R (H2O, H2S, H2Se, H2Te, H2Po) formundaki bileşikleri oluşturur.Bu bileşikler suda çözünür ve asitler oluşturur. Asit özellikleri H 2 O → H 2 S → H 2 Se → H 2 Te → H 2 Po yönünde artış. S, Se ve Te, oksijenle birlikte RO 2 ve RO 3 gibi bileşikler oluşturur. Bu oksitlerden H 2 RO 3 ve H 2 RO 4 gibi asitler oluşur. Atom numarası arttıkça asitlerin kuvveti azalır. Hepsinin oksitleyici özelliği vardır. H2RO3 gibi asitler de indirgeyici özellikler sergiler.

Oksijen

Doğal bileşikler ve preparatlar: Oksijen yerkabuğunda en yaygın bulunan elementtir. Serbest halde atmosferik havada (%21) bulunur; bağlı formda suyun (%88,9), minerallerin bir parçasıdır, kayalar ve bitki ve hayvan organizmalarının inşa edildiği tüm maddeler. atmosferik hava ana kısmı nitrojen ve oksijen olan birçok gazın ve az miktarda soy gazların, karbondioksit ve su buharının karışımıdır. Karbondioksit doğada odun, kömür ve diğer yakıt türlerinin yanması, hayvanların solunumu ve çürüme sırasında oluşur. Bazı yerlerde küre CO2, volkanik aktivite nedeniyle ve ayrıca yer altı kaynaklarından havaya salınır.

Doğal oksijen üç kararlı izotoptan oluşur: 8 16 O (%99,75), 8 17 O (0,04), 8 18 O (0,20). 8 14 O, 8 15 O ve 8 19 O izotopları da yapay olarak elde edildi.

Oksijen ilk olarak 1772'de K.V. Scheele tarafından saf biçimde elde edildi ve daha sonra 1774'te onu HgO'dan izole eden D.Yu Priestley tarafından elde edildi. Ancak Priestley elde ettiği gazın havanın bir parçası olduğunu bilmiyordu. Sadece birkaç yıl sonra bu gazın özelliklerini detaylı bir şekilde inceleyen Lavoisier, bunun havanın ana kısmı olduğunu tespit etti.

Laboratuvarda oksijen aşağıdaki yöntemler kullanılarak elde edilir:

e suyun elektrolizi. Suyun elektriksel iletkenliğini arttırmak için, buna bir alkali çözeltisi (genellikle% 30 KOH) veya alkali metal sülfatlar eklenir:

Genel formda: 2H 2 O → 2H 2 + O 2

Katotta: 4H 2 O+4e¯→ 2H 2 +4OH¯

Anotta: 4OH−4е→2H 2 O+O 2

- Oksijen içeren bileşiklerin ayrışması:

Bir Mn02 katalizörünün etkisi altında Berthollet tuzunun termal ayrışması.

KClO 3 →2KCl+3O 2

Potasyum permanganatın termal ayrışması

KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2.

Alkali metal nitratların termal ayrışması:

2KNO 3 →2KNO 2 +O 2.

Peroksitlerin ayrışması:

2H202 →2H20+O2.

2BaO2 →2BaO+O2.

Cıva (II) oksidin termal ayrışması:

2HgO→2HgO+O 2.

Alkali metal peroksitlerin karbon monoksit (IV) ile etkileşimi:

2Na202+2CO2 →2Na2C03+O2.

Ağartıcının bir katalizör - kobalt tuzları varlığında termal ayrışması:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl2+O2.

Asidik bir ortamda hidrojen peroksitin potasyum permanganat ile oksidasyonu:

2KMnO 4 +H 2 SO 4 +5H 2 O 2 →K 2 SO 4 +2Mn SO 4 +8H 2 O+5O 2.

Endüstride:Şu anda endüstride oksijen, sıvı havanın fraksiyonel damıtılmasıyla elde edilmektedir. Sıvı hava hafifçe ısıtıldığında önce nitrojen ayrılır (t bp (N 2) = -196°C), sonra oksijen açığa çıkar (t bp (O 2) = -183°C).

Bu yöntemle elde edilen oksijen, nitrojen safsızlıkları içerir. Bu nedenle saf oksijen elde etmek için elde edilen karışım tekrar damıtılır ve sonuçta %99,5 oksijen elde edilir. Ayrıca suyun elektrolizi ile bir miktar oksijen elde edilir. Elektrolit %30 KOH çözeltisidir.

Oksijen genellikle 15 MPa basınçta mavi silindirlerde depolanır.

Fiziko- Kimyasal özellikler: Oksijen renksiz, kokusuz, tatsız, havadan biraz ağır, suda az çözünen bir gazdır. 0,1 MPa basınçta ve -183°С sıcaklıkta oksijen sıvı hale gelir ve -219°С'de donar. Sıvı ve katı hallerde bir mıknatıs tarafından çekilir.

Değerlik bağı yöntemine göre oksijen molekülünün yapısı -:Ö::Ö diyagramıyla temsil edilir: , paramanyetik özelliklere sahip, yani normal durumda eşleşmemiş elektronlara sahip bir molekülün daha büyük gücünü açıklamaz.

İki atomun elektronları arasındaki bağ sonucunda ortak bir elektron çifti oluşur, ardından her atomdaki eşlenmemiş elektron, başka bir atomun ortaklanmamış çifti ile karşılıklı bağ oluşturur ve aralarında üç elektronlu bir bağ oluşur. Uyarılmış bir durumda, oksijen molekülü, şemaya göre yapıya karşılık gelen diyamanyetik özellikler sergiler: Ö = Ö: ,

Bir oksijen atomunun bir elektron seviyesini dolduracak iki elektronu yoktur. Bu nedenle oksijen kimyasal reaksiyonlar kolayca iki elektron kazanabilir ve -2 oksidasyon durumu sergileyebilir. Oksijen yalnızca daha elektronegatif flor elementine sahip bileşiklerde +1 ve +2 oksidasyon durumunu sergiler: O 2 F 2, OF 2.

Oksijen güçlü bir oksitleyici ajandır. Yalnızca ağır inert gazlarla (Kr, Xe, He, Rn), altın ve platinle etkileşime girmez. Bu elementlerin oksitleri başka şekillerde oluşur. Oksijen hem basit hem de karmaşık maddelerle yanma ve oksidasyon reaksiyonlarına girer. Metal olmayanlar oksijenle etkileşime girdiğinde asidik veya tuz oluşturan oksitler, metaller etkileşime girdiğinde ise amfoterik veya karışık oksitler oluşur.Böylece oksijen ~60°C sıcaklıkta fosforla reaksiyona girer,

4P+5O 2 → 2P 2 Ç 5

Metallerle - karşılık gelen metallerin oksitleri

4Al + 3O 2 → 2Al 2 Ey 3

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

Alkali metaller kuru havada ısıtıldığında, yalnızca lityum Li20 oksit oluşturur ve geri kalanı peroksitler ve süperoksitlerdir:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 → KO 2

Oksijen, hidrojenle 300 °C'de reaksiyona girer:

2H2 + O2 = 2H20.

Flor ile etkileşime girdiğinde onarıcı özellikler sergiler:

O 2 + F 2 = F 2 O 2 (elektriksel deşarjda),

kükürtlü - yaklaşık 250 °C sıcaklıkta:

S + Ö2 = SO2.

Oksijen 700 °C'de grafit ile reaksiyona girer

C + O2 = C02.

Oksijenin nitrojenle etkileşimi yalnızca 1200°C'de veya elektriksel deşarjla başlar.

Periyodik sistemin VI. grubunun (yeni sınıflandırmaya göre - 16. grup) ana alt grubuna dört "kalkojen" element (yani "bakır doğuran") öncülük eder. Bunlar kükürt, tellür ve selenyumun yanı sıra oksijeni de içerir. Dünya üzerinde en yaygın olan bu elementin özelliklerine, oksijen kullanımına ve üretimine daha yakından bakalım.

Element yaygınlığı

Bağlı formda oksijen girer kimyasal bileşim su - yüzdesi yaklaşık% 89'dur ve ayrıca tüm canlıların - bitki ve hayvanların - hücrelerinin bileşimindedir.

Havada oksijen, bileşiminin beşte birini kaplayan O2 formunda ve ozon - O3 formunda serbest durumdadır.

Fiziki ozellikleri

Oksijen O2 renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır. Suda az çözünür. Kaynama noktası sıfır santigratın 183 derece altındadır. Sıvı halde oksijen mavidir ve katı halde mavi kristaller oluşturur. Oksijen kristallerinin erime noktası sıfır Celsius'un 218,7 derece altındadır.

Kimyasal özellikler

Isıtıldığında, bu element hem metaller hem de metal olmayan birçok basit maddeyle reaksiyona girerek oksitler - oksijenli element bileşikleri - oluşturur. elementlerin oksijenle girdiği olaya oksidasyon denir.

Örneğin,

4Na + O2= 2Na2O

2. Katalizör görevi gören manganez oksit varlığında ısıtıldığında hidrojen peroksitin ayrışması yoluyla.

3. Potasyum permanganatın ayrışması yoluyla.

Oksijen endüstride aşağıdaki yollarla üretilir:

1. Teknik amaçlar için oksijen, normal içeriğinin yaklaşık %20 olduğu havadan elde edilir; beşinci bölüm. Bunu yapmak için önce hava yakılarak yaklaşık %54 sıvı oksijen, %44 sıvı nitrojen ve %2 sıvı argon içeren bir karışım üretilir. Bu gazlar daha sonra, sıvı oksijen ve sıvı nitrojenin kaynama noktaları arasındaki nispeten küçük aralık (sırasıyla eksi 183 ve eksi 198,5 derece) kullanılarak bir damıtma işlemi kullanılarak ayrılır. Azotun oksijenden daha erken buharlaştığı ortaya çıktı.

Modern ekipman, herhangi bir saflık derecesinde oksijen üretimini sağlar. Sıvı havanın ayrıştırılmasıyla elde edilen azot, türevlerinin sentezinde hammadde olarak kullanılır.

2. Ayrıca çok saf oksijen üretir. Bu yöntem, kaynakları zengin ve elektriği ucuz olan ülkelerde yaygınlaştı.

Oksijen uygulaması

Oksijen, tüm gezegenimizin yaşamındaki en önemli unsurdur. Atmosferde bulunan bu gaz, bu süreçte hayvanlar ve insanlar tarafından tüketilmektedir.

Oksijen elde etmek, tıp, metallerin kaynaklanması ve kesilmesi, patlatma, havacılık (insanın nefes alması ve motorun çalışması için) ve metalurji gibi insan faaliyeti alanları için çok önemlidir.

İnsan ekonomik faaliyeti sürecinde oksijen büyük miktarlarda tüketilir - örneğin yanma sırasında. çeşitli türler yakıtlar: doğal gaz, metan, kömür, odun. Tüm bu süreçlerde oluşur.Aynı zamanda doğa, güneş ışığının etkisi altında yeşil bitkilerde gerçekleşen fotosentez yoluyla bu bileşiğin doğal olarak bağlanma sürecini sağlamıştır. Bu sürecin bir sonucu olarak, bitkinin daha sonra dokularını oluşturmak için kullandığı glikoz oluşur.

Plan:

Keşif tarihi

İsmin kökeni

Doğada olmak

Fiş

Fiziki ozellikleri

Kimyasal özellikler

Başvuru

10. İzotoplar

Oksijen

Oksijen- 16. grubun elemanı (eski sınıflandırmaya göre - grup VI'nın ana alt grubu), periyodik tablonun ikinci periyodu kimyasal elementler D.I. Mendeleev, atom numarası 8 ile. O sembolüyle gösterilir (enlem. Oksijenyum). Oksijen kimyasal olarak aktif bir metal olmayan elementtir ve kalkojenler grubunun en hafif elementidir. Basit madde oksijen(CAS numarası: 7782-44-7) normal şartlarda molekülü iki oksijen atomundan oluşan (formül O 2) renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır ve bu nedenle dioksijen olarak da adlandırılır.Sıvı oksijen hafif bir yapıya sahiptir. mavi renktedir ve katı kristaller açık mavi renktedir.

Oksijenin başka allotropik formları da vardır, örneğin ozon (CAS numarası: 10028-15-6) - normal koşullar altında, molekülü üç oksijen atomundan oluşan (formül O3) belirli bir kokuya sahip mavi bir gazdır.

Keşif tarihi

Oksijenin, 1 Ağustos 1774'te İngiliz kimyager Joseph Priestley tarafından hava geçirmez şekilde kapatılmış bir kapta cıva oksidi ayrıştırarak keşfedildiğine resmen inanılıyor (Priestley, güçlü bir mercek kullanarak güneş ışığını bu bileşiğe yönlendirdi).

Ancak Priestley başlangıçta yeni ve basit bir madde keşfettiğinin farkında değildi; havayı oluşturan parçalardan birini izole ettiğine inanıyordu (ve bu gazı "flojistondan arındırılmış hava" olarak adlandırıyordu). Priestley keşfini seçkin Fransız kimyager Antoine Lavoisier'e bildirdi. 1775 yılında A. Lavoisier, oksijenin havanın, asitlerin bir bileşeni olduğunu ve birçok maddede bulunduğunu tespit etti.

Birkaç yıl önce (1771'de) İsveçli kimyager Karl Scheele tarafından oksijen elde edildi. Güherçileyi sülfürik asitle kalsine etti ve ardından elde edilen nitrik oksidi ayrıştırdı. Scheele bu gazı "ateş havası" olarak adlandırdı ve keşfini 1777'de yayınlanan bir kitapta anlattı (tam da kitabın Priestley'in keşfini duyurduğu tarihten sonra basılması nedeniyle, Priestley oksijenin kaşifi olarak kabul ediliyor). Scheele ayrıca deneyimini Lavoisier'e bildirdi.

Oksijenin keşfine katkıda bulunan önemli bir adım, cıvanın oksidasyonu ve ardından oksidin ayrışması üzerine çalışmalar yayınlayan Fransız kimyager Pierre Bayen'in çalışmasıydı.

Sonunda A. Lavoisier, Priestley ve Scheele'den gelen bilgileri kullanarak ortaya çıkan gazın doğasını nihayet anladı. Çalışması çok büyük önem taşıyordu, çünkü o dönemde egemen olan ve kimyanın gelişmesine engel olan flojiston teorisi devrilmişti. Lavoisier, çeşitli maddelerin yanması üzerine deneyler yaptı ve yanan elementlerin ağırlığına ilişkin sonuçları yayınlayarak flojiston teorisini çürüttü. Külün ağırlığı, elementin orijinal ağırlığını aştı; bu, Lavoisier'e, yanma sırasında maddenin kimyasal reaksiyonunun (oksidasyonunun) meydana geldiğini ve dolayısıyla orijinal maddenin kütlesinin arttığını, bu da flojiston teorisini çürüttüğünü iddia etme hakkını verdi. .

Dolayısıyla oksijenin keşfindeki itibar aslında Priestley, Scheele ve Lavoisier arasında paylaşılıyor.

İsmin kökeni

Oksijen kelimesi (olarak anılır) XIX'in başı yüzyılda, hatta “asit çözeltisi”), Rus dilindeki görünümü bir dereceye kadar diğer neolojizmlerle birlikte “asit” kelimesini kullanıma sokan M.V. Lomonosov'dan kaynaklanmaktadır; Dolayısıyla, "oksijen" kelimesi, A. Lavoisier (eski Yunanca ὀξύς - "ekşi" ve γεννάω - "doğum yapmak") tarafından önerilen "oksijen" (Fransızca oxygène) teriminin bir kopyasıydı. orijinal anlamı ile ilişkili olan "asit üreten" olarak tercüme edilmiştir - daha önce modern uluslararası terminolojiye göre oksitler olarak adlandırılan maddeler anlamına gelen "asit".

Doğada olmak

Oksijen Dünya üzerindeki en yaygın elementtir; onun payı (çoğunlukla silikatlar olmak üzere çeşitli bileşiklerde) katı yer kabuğunun kütlesinin yaklaşık %47,4'ünü oluşturur. Deniz ve tatlı sular büyük miktarda bağlı oksijen içerir - %88,8 (kütlece), atmosferde serbest oksijen içeriği hacimce %20,95 ve kütlece %23,12'dir. Yer kabuğunda 1.500'den fazla bileşik oksijen içerir.

Oksijen birçok şeyin bir parçasıdır organik madde ve tüm canlı hücrelerde bulunur. Canlı hücrelerdeki atom sayısı açısından yaklaşık% 25, kütle oranı açısından ise yaklaşık% 65'tir.

Fiş

Şu anda endüstride oksijen havadan elde edilmektedir. Oksijen üretmenin ana endüstriyel yöntemi kriyojenik arıtmadır. Membran teknolojisine dayalı olarak çalışan oksijen tesisleri de endüstride iyi bilinmekte ve başarıyla kullanılmaktadır.

Laboratuvarlar, yaklaşık 15 MPa basınç altında çelik silindirlerde sağlanan, endüstriyel olarak üretilen oksijeni kullanır.

Potasyum permanganat KMnO 4 ısıtılarak az miktarda oksijen elde edilebilir:

Manganez(IV) oksit varlığında hidrojen peroksit H2O2'nin katalitik ayrışmasının reaksiyonu da kullanılır:

Oksijen, potasyum kloratın (Berthollet tuzu) KClO3'ün katalitik ayrışmasıyla elde edilebilir:

Oksijen üretmeye yönelik laboratuvar yöntemleri arasında alkalilerin sulu çözeltilerinin elektrolizi yönteminin yanı sıra cıva(II) oksidin ayrışması (t = 100 °C'de) yer alır:

Denizaltılarda genellikle insanlar tarafından solunan sodyum peroksit ve karbondioksitin reaksiyonuyla elde edilir:

Fiziki ozellikleri

Dünya okyanuslarında çözünmüş O2 içeriği daha yüksektir. soğuk su ve daha az - sıcakta.

Normal şartlarda oksijen rengi, tadı ve kokusu olmayan bir gazdır.

1 litresi 1.429 gr kütleye sahiptir ve havadan biraz ağırdır. Suda (0 °C'de 4,9 ml/100 g, 50 °C'de 2,09 ml/100 g) ve alkolde (25 °C'de 2,78 ml/100 g) hafifçe çözünür. Erimiş gümüşte iyi çözünür (961 ° C'de 1 hacim Ag'de 22 hacim O2). Atomlar arası mesafe - 0,12074 nm. Paramanyetiktir.

Gaz halindeki oksijen ısıtıldığında, atomlara tersinir ayrışması meydana gelir: 2000 °C - %0,03, 2600 °C - %1, 4000 °C - %59, 6000 °C - %99,5.

Sıvı oksijen (kaynama noktası -182,98 °C) soluk mavi bir sıvıdır.

O2 faz diyagramı

Katı oksijen (erime noktası -218,35°C) - mavi kristaller. Bilinen 6 kristal faz vardır ve bunlardan üçü 1 atm basınçta mevcuttur:

α-O2 - 23,65 K'nin altındaki sıcaklıklarda bulunur; parlak mavi kristaller monoklinik sisteme aittir, hücre parametreleri a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132.53°.

β-O2 - 23,65 ila 43,65 K sıcaklık aralığında bulunur; soluk mavi kristaller (basınç arttıkça renk pembeye döner) eşkenar dörtgen bir kafese sahiptir, hücre parametreleri a=4.21 Å, α=46.25°.

γ-O2 - 43,65 ila 54,21 K arasındaki sıcaklıklarda bulunur; soluk mavi kristaller kübik simetriye sahiptir, kafes parametresi a=6,83 Å.

Yüksek basınçlarda üç faz daha oluşur:

δ-O2 sıcaklık aralığı 20-240 K ve basınç 6-8 GPa, turuncu kristaller;

ε-O4 basıncı 10'dan 96 GPa'ya, kristal rengi koyu kırmızıdan siyaha, monoklinik sistem;

ζ-О n basıncı 96 GPa'dan fazla, karakteristik metalik parlaklığa sahip metalik durum, Düşük sıcaklık süperiletken duruma geçer.

Kimyasal özellikler

Güçlü bir oksitleyici madde, hemen hemen tüm elementlerle etkileşime girerek oksitler oluşturur. Oksidasyon durumu −2. Kural olarak, oksidasyon reaksiyonu ısının açığa çıkmasıyla ilerler ve sıcaklığın artmasıyla hızlanır (bkz. Yanma). Oda sıcaklığında meydana gelen reaksiyonlara örnek:

Maksimum oksidasyon durumundan daha düşük elementler içeren bileşikleri oksitler:

Çoğu organik bileşiği oksitler:

Belirli koşullar altında bir organik bileşiğin hafif oksidasyonunu gerçekleştirmek mümkündür:

Oksijen, Au ve inert gazlar (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) dışındaki tüm basit maddelerle doğrudan (normal koşullar altında, ısıtılarak ve/veya katalizörlerin varlığında) reaksiyona girer; halojenlerle reaksiyonlar, bir elektrik deşarjının veya ultraviyole radyasyonun etkisi altında meydana gelir. Altın oksitler ve ağır inert gazlar (Xe, Rn) dolaylı olarak elde edildi. Oksijenin diğer elementlerle olan tüm iki elementli bileşiklerinde, florlu bileşikler hariç, oksijen oksitleyici bir ajanın rolünü oynar.

Oksijen, oksijen atomunun oksidasyon durumu resmi olarak -1'e eşit olan peroksitler oluşturur.

Örneğin peroksitler, alkali metallerin oksijende yanmasıyla üretilir:

Bazı oksitler oksijeni emer:

A. N. Bach ve K. O. Engler tarafından geliştirilen yanma teorisine göre oksidasyon, bir ara peroksit bileşiğinin oluşmasıyla iki aşamada gerçekleşir. Bu ara bileşik izole edilebilir, örneğin, yanan bir hidrojen alevi buzla soğutulduğunda, su ile birlikte hidrojen peroksit oluşur:

Süperoksitlerde, oksijenin resmi olarak oksidasyon durumu -½'dir, yani iki oksijen atomu (O - 2 iyonu) başına bir elektron. Peroksitlerin yüksek basınç ve sıcaklıkta oksijenle reaksiyona sokulmasıyla elde edilir:

Potasyum K, rubidyum Rb ve sezyum Cs, süperoksitler oluşturmak üzere oksijenle reaksiyona girer:

Dioksijenil iyonu O2+'da oksijen resmi olarak +½ oksidasyon durumuna sahiptir. Reaksiyonla elde edilen:

Oksijen florürler

Oksijen +2'nin OF 2 oksidasyon durumu olan oksijen diflorür, florinin bir alkali çözeltiden geçirilmesiyle hazırlanır:

Oksijen monoflorür (dioksidiflorür), O2F2 kararsızdır, oksijenin oksidasyon durumu +1'dir. -196 °C sıcaklıkta akkor deşarjda flor ve oksijen karışımından elde edildi:

Kuantum mekaniği hesaplamaları, triflorohidroksonyum iyonu OF3+'nın kararlı varlığını öngörüyor. Bu iyon gerçekten mevcutsa, içindeki oksijenin oksidasyon durumu +4'e eşit olacaktır.

Oksijen solunum, yanma ve çürüme süreçlerini destekler.

Serbest formunda elementin iki allotropik modifikasyonu vardır: O2 ve O3 (ozon). Pierre Curie ve Marie Skłodowska-Curie'nin 1899'da kurduğu gibi, iyonlaştırıcı radyasyonun etkisi altında O2, O3'e dönüşür.

Başvuru

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

İÇİNDEmetalurji

Çelik üretiminin veya mat işlemenin dönüştürücü yöntemi, oksijen kullanımını içerir. Birçok metalurji ünitesinde yakıtın daha verimli yanması için brülörlerde hava yerine oksijen-hava karışımı kullanılır.

Metallerin kaynaklanması ve kesilmesi

Mavi 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).

İÇİNDEilaç

Tıbbi oksijen metal gaz tüplerinde depolanır yüksek basınç(sıkıştırılmış veya sıvılaştırılmış gazlar için) 1,2 ila 10,0 litre arasında, 15 MPa'ya (150 atm) kadar basınç altında çeşitli kapasitelerde mavi renkte olup, solunum sorunları durumunda, bir atağı hafifletmek için anestezi ekipmanlarındaki solunum gazı karışımlarını zenginleştirmek için kullanılır. Bronşiyal astım tedavisinde, herhangi bir kaynaktan gelen hipoksinin ortadan kaldırılmasında, dekompresyon hastalığı sırasında, gastrointestinal sistem patolojisinin oksijen kokteylleri şeklinde tedavisi için. Bireysel kullanım için, özel kauçuk kaplar - oksijen yastıkları - tıbbi oksijen içeren silindirlerle doldurulur. Çeşitli model ve modifikasyonlara sahip oksijen inhalatörleri, sahada veya hastane ortamında bir veya iki kazazedeye aynı anda oksijen veya oksijen-hava karışımı sağlamak için kullanılır. Oksijen inhalatörünün avantajı, verilen havanın nemini kullanan gaz karışımının yoğunlaştırıcı-nemlendiricisinin varlığıdır. Silindirde kalan oksijen miktarını litre cinsinden hesaplamak için, atmosfer cinsinden silindirdeki basınç (redüktörün basınç göstergesine göre) genellikle litre cinsinden silindir kapasitesi ile çarpılır. Örneğin 2 litre kapasiteli bir silindirde manometre 100 atm oksijen basıncını gösterir. Bu durumda oksijenin hacmi 100 × 2 = 200 litredir.

İÇİNDEGıda endüstrisi

Gıda endüstrisinde oksijen, gıda katkı maddesi E948, itici gaz ve ambalaj gazı olarak kayıtlıdır.

İÇİNDEkimyasal endüstri

Kimya endüstrisinde oksijen, çok sayıda sentezde oksitleyici bir madde olarak kullanılır; örneğin, nitrik asit üretiminde hidrokarbonların oksijen içeren bileşiklere (alkoller, aldehitler, asitler), amonyağın nitrojen oksitlere oksidasyonu. Oksidasyon sırasında gelişen yüksek sıcaklıklar nedeniyle, oksidasyon genellikle yanma modunda gerçekleştirilir.

İÇİNDEtarım

Seracılıkta, oksijen kokteyli yapımında, hayvanlarda kilo alımında, balık yetiştiriciliğinde su ortamının oksijenle zenginleştirilmesinde.

Oksijenin biyolojik rolü

Bomba sığınağında acil oksijen kaynağı

Çoğu canlı (aerob) havadan oksijen solur. 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 hayvanların hücre ve dokularında oluşarak oksidatif strese neden olabilir.

İzotoplar

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. Bunların en hafifi olan 16 O'nun izotop karışımındaki keskin üstünlüğü, 16 O atomunun çekirdeğinin 8 proton ve 8 nötrondan (dolu nötron ve proton kabuklarına sahip çift sihirli bir çekirdek) oluşmasından kaynaklanmaktadır. Ve atom çekirdeğinin yapısı teorisinden de anlaşılacağı gibi bu tür çekirdekler özellikle kararlıdır.

Kütle numaraları 12 O'dan 24 O'ya kadar olan oksijenin radyoaktif izotopları da bilinmektedir. Oksijenin tüm radyoaktif izotopları kısa bir yarı ömre sahiptir, bunların en uzun ömürlüsü ~120 saniyelik bir yarı ömre sahip 15 O'dur. En kısa ömürlü izotop 12 O'nun yarı ömrü 5,8·10−22 s'dir.

TANIM

Oksijen– VIA grubunun ikinci döneminin unsuru Periyodik tablo kimyasal elementler D.I. Mendeleev, atom numarası 8 ile. Sembol - O.

Atom kütlesi – 16 amu. Oksijen molekülü iki atomludur ve şu formüle sahiptir: O2

Oksijen p elementleri ailesine aittir. Elektronik konfigürasyon oksijen atomu 1s 2 2s 2 2p 4 . Bileşiklerinde oksijen çeşitli oksidasyon durumları sergileyebilir: “-2”, “-1” (peroksitlerde), “+2” (F2O). Oksijen, allotropi olgusunun tezahürü ile karakterize edilir - birkaç formda varoluş basit maddeler– allotropik modifikasyonlar. Oksijenin allotropik modifikasyonları oksijen O2 ve ozon O3'tür.

Oksijenin kimyasal özellikleri

Oksijen güçlü bir oksitleyici ajandır çünkü Dıştaki elektron seviyesini tamamlamak için sadece 2 elektrona ihtiyacı vardır ve bunları kolaylıkla ekler. Kimyasal aktivite açısından oksijen flordan sonra ikinci sıradadır. Oksijen, helyum, neon ve argon dışındaki tüm elementlerle bileşikler oluşturur. Oksijen halojenler, gümüş, altın ve platin ile doğrudan reaksiyona girer (bileşikleri dolaylı olarak elde edilir). Oksijen içeren reaksiyonların neredeyse tamamı ekzotermiktir. Özellik oksijenle kombinasyonun birçok reaksiyonu - salınım büyük miktar sıcaklık ve ışık. Bu tür işlemlere yanma denir.

Oksijenin metallerle etkileşimi. Alkali metallerle (lityum hariç), oksijen, geri kalanıyla birlikte peroksitler veya süperoksitler oluşturur - oksitler. Örneğin:

4Li + O2 = 2Li20;

2Na + O2 = Na202;

K + O2 = KO2;

2Ca + O2 = 2CaO;

4Al + 3O2 = 2Al203;

2Cu + O2 = 2CuO;

3Fe + 2O2 = Fe304.

Oksijenin ametallerle etkileşimi. Oksijenin metal olmayanlarla etkileşimi ısıtıldığında meydana gelir; nitrojen ile etkileşim dışında tüm reaksiyonlar ekzotermiktir (reaksiyon endotermiktir, doğada bir elektrik arkında 3000C'de meydana gelir - yıldırım deşarjı sırasında). Örneğin:

4P + 5O2 = 2P205;

C + O2 = C02;

2H2 + O2 = 2H20;

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.

Zorluklarla Etkileşim inorganik maddeler. Karmaşık maddeler aşırı oksijenle yandığında, karşılık gelen elementlerin oksitleri oluşur:

2H2S + 3O2 = 2S02 + 2H20(t);

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H20(t);

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H20 (t, kat);

2PH3 + 4O2 = 2H3P04(t);

SiH4 + 2O2 = Si02 + 2H20;

4FeS2 +11O2 = 2Fe203 +8 SO2 (t).

Oksijen, oksitleri ve hidroksitleri daha fazla bileşik içeren bileşiklere oksitleyebilir. yüksek derece oksidasyon:

2CO + O2 = 2CO2(t);

2S02 + O2 = 2S03 (t, V205);

2NO + O2 = 2NO2;

4FeO + O2 = 2Fe203 (t).

Karmaşık organik maddelerle etkileşim. Hemen hemen tüm organik maddeler yanar, atmosferik oksijen tarafından karbondioksit ve suya oksitlenir:

CH4 + 2O2 = C02 +H20.

Yanma reaksiyonlarına (tam oksidasyon) ek olarak, eksik veya katalitik oksidasyon reaksiyonları da mümkündür; bu durumda reaksiyon ürünleri alkoller, aldehitler, ketonlar, karboksilik asitler ve diğer maddeler olabilir:

Karbonhidratların, proteinlerin ve yağların oksidasyonu, canlı bir organizmada enerji kaynağı görevi görür.

Oksijenin fiziksel özellikleri

Oksijen yeryüzünde en çok bulunan elementtir (kütlece %47). Havadaki oksijen içeriği hacimce %21'dir. Oksijen suyun, minerallerin ve organik maddelerin bir bileşenidir. Bitki ve hayvan dokuları çeşitli bileşikler halinde %50-85 oranında oksijen içerir.

Serbest halde oksijen, renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır, suda çok az çözünür (3 litre oksijen, 20°C'de 100 litre suda çözünür. Sıvı oksijen mavi renklidir ve paramanyetik özelliklere sahiptir (bir manyetik alan).

Oksijen elde etmek

Oksijen üretmek için endüstriyel ve laboratuvar yöntemleri vardır. Bu nedenle endüstride oksijen, sıvı havanın damıtılmasıyla elde edilir ve oksijen üretimine yönelik ana laboratuvar yöntemleri, karmaşık maddelerin termal ayrışma reaksiyonlarını içerir:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

4K 2 Cr2 Ö 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 Ö 3 +3 Ö 2

2KNO3 = 2KNO2 + Ö2

2KClO3 = 2KCl +3 O2

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

Egzersiz yapmak

95 g cıva (II) oksidin ayrışması 4,48 litre oksijen (n.o.) üretti. Ayrışmış cıva(II) oksit oranını hesaplayın (ağırlıkça %).

Çözüm

Cıva (II) oksidin ayrışması için reaksiyon denklemini yazalım:

2HgO = 2Hg + O2.

Açığa çıkan oksijenin hacmini bildiğimizde madde miktarını buluruz:

köstebek.

Reaksiyon denklemine göre n(HgO):n(O 2) = 2:1, dolayısıyla,

n(HgO) = 2×n(O2) = 0,4 mol.

Ayrışmış oksidin kütlesini hesaplayalım. Bir maddenin miktarı, maddenin kütlesi ile şu oranda ilişkilidir:

D.I. tarafından kimyasal elementler tablosu kullanılarak hesaplanan cıva (II) oksidin molar kütlesi (bir molün moleküler ağırlığı). Mendeleev – 217 g/mol. O halde cıva (II) oksidin kütlesi şuna eşittir:

M(HgO) = N(HgO)× M(HgO) = 0,4×217 = 86,8 gr.

Ayrışmış oksidin kütle fraksiyonunu belirleyelim:

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 kullanımını içerir.

Metallerin kaynaklanması ve kesilmesi

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

Roket yakıtı

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. Yapay ozon zenginleştirmesi, havayı dezenfekte etmek ve kokuyu gidermek ve içme suyunu arıtmak için kullanılır. 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; ortalama içeriği Dünya'daki toplam oksijen atomu sayısının sırasıyla %99,759, %0,037 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 İngiltere Kraliyet Cemiyeti'nin bir toplantısında Priestley tarafından yapılmıştır. Priestley, kırmızı cıva oksidi büyük bir yanan camla ısıtarak, mumun normal havaya göre daha parlak yandığı bir gaz elde etti; ve için için yanan kıymık alevlendi. Priestley yeni gazın bazı özelliklerini belirledi ve ona daflojistik hava adını verdi. Bununla birlikte, Priestley'den (1772) iki yıl önce Scheele, cıva oksidin ayrıştırılması ve diğer yöntemlerle de oksijen elde etti. Scheele bu gaza ateş havası (Feuerluft) adını verdi. Scheele keşfini ancak 1777'de bildirebildi.

1775 yılında Lavoisier, Paris Bilimler Akademisi önünde "çevremizi saran havanın en saf kısmını" elde etmeyi başardığı mesajıyla konuştu ve havanın bu kısmının özelliklerini anlattı. Lavoisier ilk başta bu "havayı" göksel, hayati (Air imparatorlukal, Air vital) hayati havanın temeli (Base de l'air vital) olarak adlandırdı. 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.