Ndërveprimi i dikloroetanit me gjendjen e gaztë të oksigjenit 9. Përgatitja e kimisë për ethe dhe dpa botim gjithëpërfshirës

Përmbajtja e artikullit

OKSIGJEN, O (oxygenium), një element kimik i nëngrupit VIA të tabelës periodike të elementeve: O, S, Se, Te, Po - një anëtar i familjes së kalkogjenit. Ky është elementi më i zakonshëm në natyrë, përmbajtja e tij në atmosferën e Tokës është 21% (vëll.), në koren e tokës në formën e përbërjeve prej përafërsisht. 50% (peshë) dhe në hidrosferë 88.8% (peshë).

Oksigjeni është i nevojshëm për ekzistencën e jetës në tokë: kafshët dhe bimët konsumojnë oksigjen gjatë frymëmarrjes, dhe bimët lëshojnë oksigjen përmes fotosintezës. Lënda e gjallë përmban oksigjen të lidhur jo vetëm në lëngjet e trupit (në qelizat e gjakut, etj.), por edhe në karbohidrate (sheqer, celulozë, niseshte, glikogjen), yndyrna dhe proteina. Argjilat, shkëmbinjtë, përbëhen nga silikate dhe komponime të tjera inorganike që përmbajnë oksigjen si oksidet, hidroksidet, karbonatet, sulfatet dhe nitratet.

Referencë historike.

Informacioni i parë për oksigjenin u bë i njohur në Evropë nga dorëshkrimet kineze të shekullit të 8-të. Në fillim të shekullit të 16-të. Leonardo da Vinci publikoi të dhëna në lidhje me kiminë e oksigjenit, duke mos ditur ende se oksigjeni ishte një element. Reaksionet e shtimit të oksigjenit janë përshkruar në punimet shkencore të S. Geils (1731) dhe P. Bayen (1774). Kërkimet e K. Scheele në 1771–1773 mbi bashkëveprimin e metaleve dhe fosforit me oksigjenin meritojnë vëmendje të veçantë. J. Priestley raportoi zbulimin e oksigjenit si element në 1774, disa muaj pas raportit të Bayen për reagimet me ajrin. Emri oxygenium (“oksigjen”) iu dha këtij elementi menjëherë pas zbulimit të tij nga Priestley dhe vjen nga fjalët greke që do të thotë “acid-prodhues”; kjo është për shkak të keqkuptimit se oksigjeni është i pranishëm në të gjitha acidet. Shpjegimi i rolit të oksigjenit në proceset e frymëmarrjes dhe të djegies, megjithatë, i përket A. Lavoisier (1777).

Struktura e atomit.

Çdo atom oksigjeni që gjendet natyrshëm përmban 8 protone në bërthamë, por numri i neutroneve mund të jetë 8, 9 ose 10. Më i zakonshmi nga tre izotopet e oksigjenit (99,76%) është 16 8 O (8 protone dhe 8 neutrone) . Përmbajtja e një izotopi tjetër, 18 8 O (8 protone dhe 10 neutrone), është vetëm 0.2%. Ky izotop përdoret si etiketë ose për identifikimin e molekulave të caktuara, si dhe për kryerjen e studimeve biokimike dhe mediko-kimike (një metodë për studimin e gjurmëve jo radioaktive). Izotopi i tretë jo radioaktiv i oksigjenit, 17 8 O (0,04%), përmban 9 neutrone dhe ka një numër masiv prej 17. Pasi masa e izotopit të karbonit 12 6 C u miratua si masë standarde atomike nga Komisioni Ndërkombëtar në Në vitin 1961, masa mesatare atomike e ponderuar e oksigjenit u bë 15. 9994. Deri në vitin 1961, kimistët e konsideronin njësinë standarde të masës atomike si masën atomike të oksigjenit, e supozuar të ishte 16,000 për një përzierje të tre izotopeve natyrale të oksigjenit. Fizikanët morën numrin masiv të izotopit të oksigjenit 16 8 O si njësi standarde të masës atomike, kështu që në shkallën fizike masa mesatare atomike e oksigjenit ishte 16.0044.

Një atom oksigjeni ka 8 elektrone, me 2 elektrone në nivelin e brendshëm dhe 6 elektrone në nivelin e jashtëm. Prandaj, në reaksionet kimike, oksigjeni mund të pranojë deri në dy elektrone nga dhuruesit, duke e rritur shtresën e jashtme në 8 elektrone dhe duke formuar një ngarkesë negative të tepërt.

Oksigjeni molekular.

Ashtu si shumica e elementeve të tjerë, atomeve të të cilëve u mungojnë 1-2 elektrone për të plotësuar shtresën e jashtme të 8 elektroneve, oksigjeni formon një molekulë diatomike. Ky proces çliron shumë energji (~490 kJ/mol) dhe, në përputhje me rrethanat, e njëjta sasi energjie duhet të shpenzohet për procesin e kundërt të shpërbërjes së molekulës në atome. Forca e lidhjes O–O është aq e lartë sa në 2300°C vetëm 1% e molekulave të oksigjenit shpërndahen në atome. (Vlen të përmendet se gjatë formimit të molekulës së azotit N2, forca e lidhjes N–N është edhe më e lartë, ~ 710 kJ/mol.)

Struktura elektronike.

Në strukturën elektronike të molekulës së oksigjenit, siç mund të pritej, shpërndarja e elektroneve në një oktet rreth secilit atom nuk realizohet, por ka elektrone të paçiftëzuara dhe oksigjeni shfaq veti tipike për një strukturë të tillë (për shembull, ai ndërvepron me një fushë magnetike, duke qenë paramagnetike).

Reagimet.

Në kushte të përshtatshme, oksigjeni molekular reagon me pothuajse çdo element, përveç gazeve fisnike. Megjithatë, në kushtet e dhomës, vetëm elementët më aktivë reagojnë me oksigjenin mjaft shpejt. Ka të ngjarë që shumica e reaksioneve të ndodhin vetëm pas shpërbërjes së oksigjenit në atome, dhe shpërbërja ndodh vetëm në temperatura shumë të larta. Megjithatë, katalizatorët ose substancat e tjera në sistemin reagues mund të nxisin shpërbërjen e O2. Dihet se metalet alkali (Li, Na, K) dhe toka alkaline (Ca, Sr, Ba) reagojnë me oksigjenin molekular për të formuar perokside:

Marrja dhe aplikimi.

Për shkak të pranisë së oksigjenit të lirë në atmosferë, metoda më efektive për nxjerrjen e tij është lëngëzimi i ajrit, nga i cili largohen papastërtitë, CO 2, pluhuri etj. metoda kimike dhe fizike. Procesi ciklik përfshin ngjeshjen, ftohjen dhe zgjerimin, gjë që çon në lëngëzimin e ajrit. Me një rritje të ngadaltë të temperaturës (metoda e distilimit fraksional), fillimisht gazrat fisnikë (më të vështirat për t'u lëngëzuar) avullohen nga ajri i lëngshëm, pastaj azoti dhe mbetet oksigjeni i lëngshëm. Si rezultat, oksigjeni i lëngshëm përmban gjurmë të gazrave fisnikë dhe një përqindje relativisht të madhe të azotit. Për shumë aplikime këto papastërti nuk janë problem. Megjithatë, për të marrë oksigjen me pastërti ekstreme, procesi i distilimit duhet të përsëritet. Oksigjeni ruhet në rezervuarë dhe cilindra. Përdoret në sasi të mëdha si oksidues për vajgurin dhe lëndë djegëse të tjera në raketa dhe anije kozmike. Industria e çelikut përdor gazin e oksigjenit për të fryrë nëpër hekurin e shkrirë duke përdorur metodën Bessemer për të hequr shpejt dhe në mënyrë efektive papastërtitë C, S dhe P. Shpërthimi i oksigjenit prodhon çelik më shpejt dhe me cilësi më të lartë se shpërthimi i ajrit. Oksigjeni përdoret gjithashtu për saldimin dhe prerjen e metaleve (flaka oksi-acetileni). Oksigjeni përdoret edhe në mjekësi, për shembull, për të pasuruar mjedisin respirator të pacientëve me vështirësi në frymëmarrje. Oksigjeni mund të prodhohet me metoda të ndryshme kimike, dhe disa prej tyre përdoren për të marrë sasi të vogla të oksigjenit të pastër në praktikën laboratorike.

Elektroliza.

Një nga metodat për prodhimin e oksigjenit është elektroliza e ujit që përmban shtesa të vogla të NaOH ose H 2 SO 4 si katalizator: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. Në këtë rast, formohen papastërti të vogla hidrogjeni. Duke përdorur një pajisje shkarkimi, gjurmët e hidrogjenit në përzierjen e gazit shndërrohen përsëri në ujë, avujt e të cilit hiqen nga ngrirja ose adsorbimi.

Shpërbërja termike.

Një metodë e rëndësishme laboratorike për prodhimin e oksigjenit, e propozuar nga J. Priestley, është zbërthimi termik i oksideve të metaleve të rënda: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Për ta bërë këtë, Priestley fokusoi rrezet e diellit në pluhurin e oksidit të merkurit. Një metodë e njohur laboratorike është edhe shpërbërja termike e kripërave okso, për shembull klorati i kaliumit në prani të një katalizatori - dioksidi i manganit:

Dioksidi i manganit, i shtuar në sasi të vogla para kalcinimit, lejon ruajtjen e temperaturës së kërkuar dhe shkallës së disociimit, dhe vetë MnO 2 nuk ndryshon gjatë procesit.

Përdoren gjithashtu metoda për dekompozimin termik të nitrateve:

si dhe peroksidet e disa metaleve aktive, për shembull:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Metoda e fundit dikur përdorej gjerësisht për nxjerrjen e oksigjenit nga atmosfera dhe konsistonte në ngrohjen e BaO në ajër derisa të formohej BaO 2, e ndjekur nga dekompozimi termik i peroksidit. Metoda e dekompozimit termik mbetet e rëndësishme për prodhimin e peroksidit të hidrogjenit.

Vetitë fizike.

Oksigjeni në kushte normale është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije. Oksigjeni i lëngshëm ka ngjyrë blu të zbehtë. Oksigjeni i ngurtë ekziston në të paktën tre modifikime kristalore. Gazi i oksigjenit është i tretshëm në ujë dhe me siguri formon komponime të dobëta si O2HH2O, dhe ndoshta O2H2H2O.

Vetitë kimike.

Siç është përmendur tashmë, aktiviteti kimik i oksigjenit përcaktohet nga aftësia e tij për t'u ndarë në atome O, të cilat janë shumë reaktive. Vetëm metalet dhe mineralet më aktive reagojnë me O 2 me ritme të larta në temperatura të ulëta. Metalet më aktive të alkalit (nëngrupet IA) dhe disa metale të tokës alkaline (nëngrupet IIA) formojnë perokside si NaO 2 dhe BaO 2 me O 2 . Elementet dhe komponimet e tjera reagojnë vetëm me produktin e disociimit O2. Në kushte të përshtatshme, të gjithë elementët, me përjashtim të gazeve fisnike dhe metaleve Pt, Ag, Au, reagojnë me oksigjen. Këto metale gjithashtu formojnë okside, por në kushte të veçanta.

Struktura elektronike e oksigjenit (1s 2 2s 2 2p 4) është e tillë që atomi O pranon dy elektrone në nivelin e jashtëm për të formuar një shtresë elektronike të jashtme të qëndrueshme, duke formuar një jon O2–. Në oksidet e metaleve alkali, formohen kryesisht lidhje jonike. Mund të supozohet se elektronet e këtyre metaleve tërhiqen pothuajse tërësisht nga oksigjeni. Në oksidet e metaleve më pak aktive dhe jometaleve, transferimi i elektroneve është i paplotë, dhe dendësia e ngarkesës negative në oksigjen është më pak e theksuar, kështu që lidhja është më pak jonike ose më kovalente.

Kur metalet oksidohen me oksigjen, lirohet nxehtësi, madhësia e së cilës lidhet me forcën e lidhjes M–O. Gjatë oksidimit të disa jometaleve, nxehtësia thithet, gjë që tregon lidhjet e tyre më të dobëta me oksigjenin. Oksidet e tilla janë termikisht të paqëndrueshme (ose më pak të qëndrueshme se oksidet me lidhje jonike) dhe shpesh janë shumë reaktive. Tabela tregon për krahasim vlerat e entalpive të formimit të oksideve të metaleve më tipike, metaleve kalimtare dhe jometaleve, elementë të nëngrupeve A- dhe B (shenja minus nënkupton lëshimin e nxehtësisë).

Mund të nxirren disa përfundime të përgjithshme në lidhje me vetitë e oksideve:

1. Temperaturat e shkrirjes së oksideve të metaleve alkali ulen me rritjen e rrezes atomike të metalit; Kështu që, t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O). Oksidet në të cilat mbizotëron lidhja jonike kanë pika shkrirjeje më të larta se pikat e shkrirjes së oksideve kovalente: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2).

2. Oksidet e metaleve reaktive (nëngrupet IA–IIIA) janë më të qëndrueshme termikisht se oksidet e metaleve kalimtare dhe jometaleve. Oksidet e metaleve të rënda në gjendjen më të lartë të oksidimit gjatë shpërbërjes termike formojnë okside me gjendje oksidimi më të ulët (për shembull, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0.5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Oksidet e tilla në gjendje të lartë oksidimi mund të jenë agjentë të mirë oksidues.

3. Metalet më aktive reagojnë me oksigjenin molekular në temperatura të larta për të formuar perokside:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Oksidet e metaleve aktive formojnë tretësirë ​​pa ngjyrë, ndërsa oksidet e shumicës së metaleve kalimtare janë të ngjyrosura dhe praktikisht të patretshme. Tretësirat ujore të oksideve të metaleve shfaqin veti themelore dhe janë hidrokside që përmbajnë grupe OH, dhe oksidet jometale në tretësirat ujore formojnë acide që përmbajnë jonin H +.

5. Metalet dhe jometalet e nëngrupeve A formojnë okside me një gjendje oksidimi që korrespondon me numrin e grupit, për shembull, Na, Be dhe B formojnë Na 1 2 O, Be II O dhe B 2 III O 3, dhe jo- metalet IVA–VIIA të nëngrupeve C, N , S, Cl forma C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Numri i grupit të një elementi lidhet vetëm me gjendjen maksimale të oksidimit, pasi oksidet me gjendje oksidimi më të ulët të elementeve janë të mundshme. Në proceset e djegies së komponimeve, produktet tipike janë oksidet, për shembull:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Substancat që përmbajnë karbon dhe hidrokarburet, kur nxehen pak, oksidohen (digjen) deri në CO 2 dhe H 2 O. Shembuj të substancave të tilla janë lëndët djegëse - druri, vaji, alkoolet (si dhe karboni - qymyri, koksi dhe qymyri). Nxehtësia nga procesi i djegies përdoret për të prodhuar avull (dhe më pas energji elektrike ose shkon në termocentrale), si dhe për ngrohjen e shtëpive. Ekuacionet tipike për proceset e djegies janë:

a) druri (celuloza):

(C6H10O5) n + 6n O 2 ® 6 n CO2+5 n H 2 O + energji termike

b) naftë ose gaz (benzinë ​​C 8 H 18 ose gaz natyror CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + energji termike

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + energji termike

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + energji termike

d) karboni (thëngjill ose qymyr, koks):

2C + O 2 ® 2CO + energji termike

2CO + O 2 ® 2CO 2 + energji termike

Një numër i komponimeve që përmbajnë C-, H-, N-, O me një rezervë të lartë energjie janë gjithashtu subjekt i djegies. Oksigjeni për oksidim mund të përdoret jo vetëm nga atmosfera (si në reagimet e mëparshme), por edhe nga vetë substanca. Për të filluar një reaksion, mjafton një aktivizim i vogël i reaksionit, si një goditje ose lëkundje. Në këto reaksione, produktet e djegies janë gjithashtu okside, por ato janë të gjitha të gazta dhe zgjerohen me shpejtësi në temperaturën e lartë përfundimtare të procesit. Prandaj, substanca të tilla janë shpërthyese. Shembuj të eksplozivëve janë trinitroglicerina (ose nitroglicerina) C 3 H 5 (NO 3) 3 dhe trinitrotolueni (ose TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3.

Oksidet e metaleve ose jometaleve me gjendje oksidimi më të ulët të një elementi reagojnë me oksigjenin për të formuar okside të gjendjeve të larta të oksidimit të atij elementi:

Oksidet natyrore, të marra nga xehet ose të sintetizuara, shërbejnë si lëndë të para për prodhimin e shumë metaleve të rëndësishme, për shembull, hekuri nga Fe 2 O 3 (hematiti) dhe Fe 3 O 4 (magnetiti), alumini nga Al 2 O 3 (alumina ), magnez nga MgO (magnezia). Oksidet e metaleve të lehta përdoren në industrinë kimike për të prodhuar alkale ose baza. Peroksidi i kaliumit KO 2 ka një përdorim të pazakontë sepse në prani të lagështirës dhe si rezultat i reagimit me të, çliron oksigjen. Prandaj, KO 2 përdoret në respiratorë për të prodhuar oksigjen. Lagështia nga ajri i nxjerrë lëshon oksigjen në respirator dhe KOH thith CO 2. Prodhimi i oksidit të CaO dhe hidroksidit të kalciumit Ca(OH) 2 – prodhim në shkallë të gjerë në teknologjinë e qeramikës dhe çimentos.

Uji (oksid hidrogjeni).

Rëndësia e ujit H 2 O si në praktikën laboratorike për reaksionet kimike ashtu edhe në proceset jetësore kërkon një konsideratë të veçantë të kësaj substance UJI, AKULI DHE AVULLI). Siç është përmendur tashmë, gjatë bashkëveprimit të drejtpërdrejtë të oksigjenit dhe hidrogjenit në kushte, për shembull, ndodh një shkarkim shkëndijë, një shpërthim dhe formimi i ujit, dhe lirohet 143 kJ/(mol H 2 O).

Molekula e ujit ka një strukturë pothuajse tetraedrale, këndi H–O–H është 104° 30°. Lidhjet në molekulë janë pjesërisht jonike (30%) dhe pjesërisht kovalente me një densitet të lartë të ngarkesës negative në oksigjen dhe, në përputhje me rrethanat, ngarkesa pozitive në hidrogjen:

Për shkak të forcës së lartë të lidhjeve H–O, hidrogjeni është i vështirë të ndahet nga oksigjeni dhe uji shfaq veti shumë të dobëta acidike. Shumë veti të ujit përcaktohen nga shpërndarja e tarifave. Për shembull, një molekulë uji formon një hidrat me një jon metalik:

Uji i dhuron një palë elektrone një pranuesi, i cili mund të jetë H +:

Oksoanionet dhe oksokacionet

– grimcat që përmbajnë oksigjen që kanë një ngarkesë të mbetur negative (oksoanione) ose pozitive të mbetura (oksokacione). Joni O 2- ka afinitet të lartë (reaktivitet të lartë) për grimcat e ngarkuara pozitivisht si H +. Përfaqësuesi më i thjeshtë i oksoanioneve të qëndrueshme është joni hidroksid OH –. Kjo shpjegon paqëndrueshmërinë e atomeve me një densitet të lartë ngarkese dhe stabilizimin e pjesshëm të tyre si rezultat i shtimit të një grimce me ngarkesë pozitive. Prandaj, kur një metal aktiv (ose oksidi i tij) vepron në ujë, formohet OH– dhe jo O 2–:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH -

Oksoanionet më komplekse formohen nga oksigjeni me një jon metalik ose grimcë jometalike që ka një ngarkesë të madhe pozitive, duke rezultuar në një grimcë me ngarkesë të ulët që është më e qëndrueshme, për shembull:

Plani:

Historia e zbulimit

Origjina e emrit

Të qenit në natyrë

Faturë

Vetitë fizike

Vetitë kimike

Aplikacion

10. Izotopet

Oksigjen

Oksigjen- element i grupit të 16-të (sipas klasifikimit të vjetëruar - nëngrupi kryesor i grupit VI), periudha e dytë e sistemit periodik të elementeve kimike të D.I Mendeleev, me numër atomik 8. Shënohet me simbolin O (lat. Oxygenium). . Oksigjeni është një jometal kimikisht aktiv dhe është elementi më i lehtë nga grupi i kalkogjenëve. Substanca e thjeshtë oksigjen(Numri CAS: 7782-44-7) në kushte normale është një gaz pa ngjyrë, pa shije dhe erë, molekula e të cilit përbëhet nga dy atome oksigjeni (formula O 2), dhe për këtë arsye quhet edhe dioksigjen i lëngshëm ngjyrë blu, dhe kristalet e ngurta kanë ngjyrë blu të çelët.

Ekzistojnë forma të tjera alotropike të oksigjenit, për shembull, ozoni (numri CAS: 10028-15-6) - në kushte normale, një gaz blu me një erë specifike, molekula e të cilit përbëhet nga tre atome oksigjeni (formula O 3).

Historia e zbulimit

Zyrtarisht besohet se oksigjeni u zbulua nga kimisti anglez Joseph Priestley më 1 gusht 1774 duke dekompozuar oksidin e merkurit në një enë të mbyllur hermetikisht (Priestley drejtoi rrezet e diellit në këtë përbërje duke përdorur një lente të fuqishme).

Megjithatë, Priestley fillimisht nuk e kuptoi se ai kishte zbuluar një substancë të re të thjeshtë, ai besonte se ai kishte izoluar një nga pjesët përbërëse të ajrit (dhe e quajti këtë gaz "ajër i deflogistikuar"). Priestley i raportoi zbulimin e tij kimistit të shquar francez Antoine Lavoisier. Në 1775, A. Lavoisier vërtetoi se oksigjeni është një përbërës i ajrit, acideve dhe gjendet në shumë substanca.

Disa vjet më parë (në 1771), oksigjeni u mor nga kimisti suedez Karl Scheele. Ai kalcinoi kripërat me acid sulfurik dhe më pas dekompozoi oksidin nitrik që rezulton. Scheele e quajti këtë gaz "ajër zjarri" dhe e përshkroi zbulimin e tij në një libër të botuar në 1777 (pikërisht për shkak se libri u botua më vonë sesa Priestley shpalli zbulimin e tij, ky i fundit konsiderohet zbuluesi i oksigjenit). Scheele gjithashtu i raportoi përvojën e tij Lavoisier.

Një hap i rëndësishëm që kontribuoi në zbulimin e oksigjenit ishte puna e kimistit francez Pierre Bayen, i cili botoi vepra mbi oksidimin e merkurit dhe dekompozimin e mëvonshëm të oksidit të tij.

Më në fund, A. Lavoisier më në fund kuptoi natyrën e gazit që rezulton, duke përdorur informacione nga Priestley dhe Scheele. Puna e tij kishte një rëndësi të madhe, sepse falë saj, teoria e phlogistonit, e cila ishte dominuese në atë kohë dhe pengonte zhvillimin e kimisë, u rrëzua. Lavoisier kreu eksperimente mbi djegien e substancave të ndryshme dhe hodhi poshtë teorinë e phlogiston, duke publikuar rezultate mbi peshën e elementëve të djegur. Pesha e hirit tejkaloi peshën fillestare të elementit, gjë që i dha Lavoisier të drejtën të pretendonte se gjatë djegies ndodh një reaksion kimik (oksidimi) i substancës, dhe për këtë arsye masa e substancës origjinale rritet, gjë që hedh poshtë teorinë e phlogiston. .

Kështu, merita për zbulimin e oksigjenit ndahet midis Priestley, Scheele dhe Lavoisier.

Origjina e emrit

Fjala oksigjen (e quajtur edhe "zgjidhje acide" në fillim të shekullit të 19-të) i detyrohet shfaqjes së saj në gjuhën ruse në një farë mase M.V. Lomonosov, i cili prezantoi fjalën "acid", së bashku me neologjizmat e tjera; Kështu, fjala "oksigjen", nga ana tjetër, ishte një gjurmim i termit "oksigjen" (frëngjisht oxygène), i propozuar nga A. Lavoisier (nga greqishtja e vjetër ὀξύς - "i thartë" dhe γεννάω - "lindja"), që është përkthyer si "acid gjenerues", i cili lidhet me kuptimin e tij origjinal - "acid", që më parë nënkuptonte substanca të quajtura okside sipas nomenklaturës moderne ndërkombëtare.

Të qenit në natyrë

Oksigjeni është elementi më i zakonshëm në Tokë; Ujërat e detit dhe të ëmbël përmbajnë një sasi të madhe të oksigjenit të lidhur - 88.8% (në masë), në atmosferë përmbajtja e oksigjenit të lirë është 20.95% në vëllim dhe 23.12% në masë. Më shumë se 1500 përbërës në koren e tokës përmbajnë oksigjen.

Oksigjeni është pjesë e shumë substancave organike dhe është i pranishëm në të gjitha qelizat e gjalla. Për sa i përket numrit të atomeve në qelizat e gjalla, është rreth 25%, dhe për sa i përket pjesës së masës - rreth 65%.

Faturë

Aktualisht, në industri, oksigjeni merret nga ajri. Metoda kryesore industriale për prodhimin e oksigjenit është korrigjimi kriogjenik. Impiantet e oksigjenit që funksionojnë në bazë të teknologjisë së membranës janë gjithashtu të njohura dhe përdoren me sukses në industri.

Laboratorët përdorin oksigjen të prodhuar në mënyrë industriale, të furnizuar në cilindra çeliku nën një presion prej rreth 15 MPa.

Sasi të vogla oksigjeni mund të merren duke ngrohur permanganat kaliumi KMnO 4:

Përdoret gjithashtu reaksioni i dekompozimit katalitik të peroksidit të hidrogjenit H2O2 në prani të oksidit të manganit (IV):

Oksigjeni mund të merret nga dekompozimi katalitik i kloratit të kaliumit (kripa Berthollet) KClO 3:

Metodat laboratorike për prodhimin e oksigjenit përfshijnë metodën e elektrolizës së tretësirave ujore të alkaleve, si dhe dekompozimin e oksidit të merkurit (II) (në t = 100 °C):

Në nëndetëse zakonisht merret nga reagimi i peroksidit të natriumit dhe dioksidit të karbonit të nxjerrë nga njerëzit:

Vetitë fizike

Në oqeanet e botës, përmbajtja e O2 të tretur është më e madhe në ujin e ftohtë dhe më pak në ujin e ngrohtë.

Në kushte normale, oksigjeni është një gaz pa ngjyrë, shije ose erë.

1 litër prej tij ka një masë prej 1,429 g pak më të rëndë se ajri. Pak i tretshëm në ujë (4,9 ml/100 g në 0 °C, 2,09 ml/100 g në 50 °C) dhe alkool (2,78 ml/100 g në 25 °C). Ai shpërndahet mirë në argjend të shkrirë (22 vëllime O 2 në 1 vëllim Ag në 961 ° C). Distanca ndëratomike - 0,12074 nm. Është paramagnetike.

Kur nxehet oksigjeni i gaztë, ndodh shpërbërja e tij e kthyeshme në atome: në 2000 °C - 0.03%, në 2600 °C - 1%, 4000 °C - 59%, 6000 °C - 99.5%.

Oksigjeni i lëngshëm (pika e vlimit -182,98 °C) është një lëng blu i zbehtë.

Diagrami fazor O2

Oksigjen i ngurtë (pika e shkrirjes −218,35°C) - kristale blu. Janë të njohura 6 faza kristalore, tre prej të cilave ekzistojnë në një presion prej 1 atm:

α-O 2 - ekziston në temperatura nën 23,65 K; kristalet blu të ndezura i përkasin sistemit monoklinik, parametrat e qelizave a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

β-O 2 - ekziston në intervalin e temperaturës nga 23.65 në 43.65 K; Kristalet blu të zbehtë (me presion në rritje ngjyra bëhet rozë) kanë një rrjetë romboedrale, parametrat e qelizave a=4,21 Å, α=46,25°.

γ-O 2 - ekziston në temperatura nga 43.65 në 54.21 K; Kristalet blu të zbehtë kanë simetri kubike, parametri i rrjetës a=6,83 Å.

Tre faza të tjera formohen në presione të larta:

δ-O 2 diapazoni i temperaturës 20-240 K dhe presioni 6-8 GPa, kristale portokalli;

Presioni ε-O 4 nga 10 deri në 96 GPa, ngjyra kristali nga e kuqja e errët në të zezë, sistem monoklinik;

ζ-O n presion mbi 96 GPa, gjendje metalike me shkëlqim metalik karakteristik, në temperatura të ulëta shndërrohet në gjendje superpërcjellëse.

Vetitë kimike

Një agjent i fortë oksidues, ai ndërvepron me pothuajse të gjithë elementët, duke formuar okside. Gjendja e oksidimit −2. Si rregull, reaksioni i oksidimit vazhdon me lëshimin e nxehtësisë dhe përshpejtohet me rritjen e temperaturës (shiko Djegia). Shembull i reaksioneve që ndodhin në temperaturën e dhomës:

Oksidon komponimet që përmbajnë elementë me më pak se gjendja maksimale e oksidimit:

Oksidon shumicën e përbërjeve organike:

Në kushte të caktuara, është e mundur të kryhet oksidimi i butë i një përbërjeje organike:

Oksigjeni reagon drejtpërdrejt (në kushte normale, me ngrohje dhe/ose në prani të katalizatorëve) me të gjitha substancat e thjeshta përveç Au dhe gazeve inerte (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reaksionet me halogjene ndodhin nën ndikimin e një shkarkimi elektrik ose rrezatimit ultravjollcë. Oksidet e arit dhe gazet e rënda inerte (Xe, Rn) janë marrë në mënyrë indirekte. Në të gjitha përbërjet me dy elementë të oksigjenit me elementë të tjerë, oksigjeni luan rolin e një agjenti oksidues, me përjashtim të përbërjeve me fluor.

Oksigjeni formon perokside me gjendjen e oksidimit të atomit të oksigjenit zyrtarisht të barabartë me -1.

Për shembull, peroksidet prodhohen nga djegia e metaleve alkali në oksigjen:

Disa okside thithin oksigjen:

Sipas teorisë së djegies të zhvilluar nga A. N. Bach dhe K. O. Engler, oksidimi ndodh në dy faza me formimin e një përbërjeje të ndërmjetme peroksidi. Ky përbërës i ndërmjetëm mund të izolohet, për shembull, kur një flakë e hidrogjenit të djegur ftohet me akull, peroksidi i hidrogjenit formohet së bashku me ujin:

Në superoksidet, oksigjeni zyrtarisht ka një gjendje oksidimi prej -½, domethënë një elektron për dy atome oksigjeni (jon O - 2). Marrë duke reaguar peroksidet me oksigjenin në presion dhe temperaturë të ngritur:

Kaliumi K, rubidiumi Rb dhe ceziumi Cs reagojnë me oksigjenin për të formuar superokside:

Në jonin dioksigjenil O 2 +, oksigjeni zyrtarisht ka një gjendje oksidimi prej +½. Përftuar nga reagimi:

Fluoridet e oksigjenit

Difluori i oksigjenit, me gjendje oksidimi 2 të oksigjenit +2, përgatitet duke kaluar fluorin përmes një tretësire alkali:

Monofluoridi i oksigjenit (dioksidifluoridi), O 2 F 2, është i paqëndrueshëm, gjendja e oksidimit të oksigjenit është +1. Marrë nga një përzierje e fluorit dhe oksigjenit në një shkarkesë shkëlqimi në një temperaturë prej -196 °C:

Duke kaluar një shkarkesë shkëlqimi përmes një përzierjeje fluori dhe oksigjeni në një presion dhe temperaturë të caktuar, përftohen përzierje të fluorideve më të larta të oksigjenit O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 dhe O 6 F 2.

Llogaritjet mekanike kuantike parashikojnë ekzistencën e qëndrueshme të jonit trifluorohidroksonium OF 3 +. Nëse ky jon ekziston vërtet, atëherë gjendja e oksidimit të oksigjenit në të do të jetë e barabartë me +4.

Oksigjeni mbështet proceset e frymëmarrjes, djegies dhe kalbjes.

Në formën e tij të lirë, elementi ekziston në dy modifikime alotropike: O 2 dhe O 3 (ozoni). Siç themeluan Pierre Curie dhe Maria Skłodowska-Curie në 1899, nën ndikimin e rrezatimit jonizues O 2 shndërrohet në O 3 .

Aplikacion

Përdorimi i gjerë industrial i oksigjenit filloi në mesin e shekullit të 20-të, pas shpikjes së turbozgjeruesve - pajisje për lëngëzimin dhe ndarjen e ajrit të lëngshëm.

NËmetalurgjisë

Metoda e konvertuesit e prodhimit të çelikut ose përpunimit mat përfshin përdorimin e oksigjenit. Në shumë njësi metalurgjike, për djegie më efikase të karburantit, në vend të ajrit në djegës përdoret një përzierje oksigjen-ajër.

Saldimi dhe prerja e metaleve

Oksigjeni në cilindrat blu përdoret gjerësisht për prerjen me flakë dhe saldimin e metaleve.

Karburant raketash

Oksigjeni i lëngshëm, peroksidi i hidrogjenit, acidi nitrik dhe komponime të tjera të pasura me oksigjen përdoren si oksidues për karburantin e raketave. Një përzierje e oksigjenit të lëngshëm dhe ozonit të lëngshëm është një nga oksiduesit më të fuqishëm të karburantit të raketës (impulsi specifik i përzierjes hidrogjen-ozon tejkalon impulsin specifik për çiftet hidrogjen-fluor dhe fluor hidrogjen-oksigjen).

NËbar

Oksigjeni mjekësor ruhet në cilindra gazi metalik me presion të lartë (për gazra të ngjeshur ose të lëngshëm) me ngjyrë blu me kapacitete të ndryshme nga 1.2 deri në 10.0 litra nën presion deri në 15 MPa (150 atm) dhe përdoret për pasurimin e përzierjeve të gazit të frymëmarrjes në pajisjet e anestezisë. , në rast të çrregullimeve të frymëmarrjes, për të lehtësuar një sulm të astmës bronkiale, për të eliminuar hipoksinë e çdo origjine, për sëmundjen e dekompresionit, për të trajtuar patologjitë e traktit gastrointestinal në formën e koktejeve të oksigjenit. Për përdorim individual, enë speciale të gomuara - jastëkë oksigjeni - mbushen nga cilindra me oksigjen mjekësor. Inhalatorët e oksigjenit të modeleve dhe modifikimeve të ndryshme përdoren për të furnizuar oksigjen ose një përzierje oksigjen-ajër në të njëjtën kohë për një ose dy viktima në terren ose në një mjedis spitalor. Avantazhi i një inhalatori oksigjeni është prania e një kondensuesi-lagështuesi të përzierjes së gazit, i cili përdor lagështinë e ajrit të nxjerrë. Për të llogaritur sasinë e oksigjenit të mbetur në cilindër në litra, presioni në cilindër në atmosferë (sipas matësit të presionit të reduktuesit) zakonisht shumëzohet me kapacitetin e cilindrit në litra. Për shembull, në një cilindër me një kapacitet prej 2 litrash, matësi i presionit tregon një presion oksigjeni prej 100 atm. Vëllimi i oksigjenit në këtë rast është 100 × 2 = 200 litra.

NËIndustria ushqimore

Në industrinë ushqimore, oksigjeni është i regjistruar si një shtesë ushqimore E948, si një gaz shtytës dhe paketues.

NËindustria kimike

Në industrinë kimike, oksigjeni përdoret si një agjent oksidues në sinteza të shumta, për shembull, oksidimi i hidrokarbureve në komponime që përmbajnë oksigjen (alkoolet, aldehidet, acidet), amoniaku në oksidet e azotit në prodhimin e acidit nitrik. Për shkak të temperaturave të larta që zhvillohen gjatë oksidimit, këto të fundit shpesh kryhen në modalitetin e djegies.

NËbujqësia

Në bujqësinë e serrave, për prodhimin e koktejeve me oksigjen, për shtimin në peshë te kafshët, për pasurimin e mjedisit ujor me oksigjen në kultivimin e peshkut.

Roli biologjik i oksigjenit

Furnizimi urgjent me oksigjen në një strehë për bomba

Shumica e qenieve të gjalla (aerobet) thithin oksigjen nga ajri. Oksigjeni përdoret gjerësisht në mjekësi. Në rast të sëmundjeve kardiovaskulare, për të përmirësuar proceset metabolike, shkuma e oksigjenit (“koktej oksigjeni”) injektohet në stomak. Administrimi nënlëkuror i oksigjenit përdoret për ulçera trofike, elefantiazë, gangrenë dhe sëmundje të tjera të rënda. Pasurimi artificial i ozonit përdoret për dezinfektimin dhe deodorimin e ajrit dhe pastrimin e ujit të pijshëm. Izotopi radioaktiv i oksigjenit 15 O përdoret për të studiuar shpejtësinë e rrjedhjes së gjakut dhe ventilimin pulmonar.

Derivatet toksike të oksigjenit

Disa derivate të oksigjenit (të ashtuquajturat specie reaktive të oksigjenit), të tilla si oksigjeni i vetëm, peroksidi i hidrogjenit, superoksidi, ozoni dhe radikali hidroksil, janë shumë toksikë. Ato formohen gjatë procesit të aktivizimit ose reduktimit të pjesshëm të oksigjenit. Superoksidi (radikali superoksid), peroksidi i hidrogjenit dhe radikal hidroksil mund të formohen në qelizat dhe indet e njerëzve dhe kafshëve dhe të shkaktojnë stres oksidativ.

Izotopet

Oksigjeni ka tre izotope të qëndrueshme: 16 O, 17 O dhe 18 O, përmbajtja mesatare e të cilave është, përkatësisht, 99,759%, 0,037% dhe 0,204% e numrit të përgjithshëm të atomeve të oksigjenit në Tokë. Mbizotërimi i mprehtë i më të lehtave prej tyre, 16 O, në përzierjen e izotopeve është për faktin se bërthama e atomit 16 O përbëhet nga 8 protone dhe 8 neutrone (një bërthamë magjike e dyfishtë me predha të mbushura me neutron dhe proton). Dhe bërthama të tilla, siç vijon nga teoria e strukturës së bërthamës atomike, janë veçanërisht të qëndrueshme.

Izotopet radioaktive të oksigjenit me numra masiv nga 12 O deri në 24 O janë gjithashtu të njohura të gjithë izotopet radioaktive të oksigjenit kanë një gjysmë jetë të shkurtër, më jetëgjatësia prej tyre është 15 O me një gjysmë jetëgjatësi prej ~ 120 s. Izotopi më i shkurtër 12 O ka një gjysmë jetëgjatësi prej 5,8·10−22 s.

PËRKUFIZIM

Oksigjen- elementi i tetë i Tabelës Periodike. Emërtimi - O nga latinishtja "oxygenium". E vendosur në periudhën e dytë, grupi VIA. I referohet jometaleve. Ngarkesa bërthamore është 8.

Oksigjeni është elementi më i zakonshëm në koren e tokës. Në gjendje të lirë, gjendet në ajrin atmosferik në formë të lidhur, është pjesë e ujit, mineraleve, shkëmbinjve dhe të gjitha substancave nga të cilat janë ndërtuar organizmat e bimëve dhe kafshëve. Pjesa masive e oksigjenit në koren e tokës është rreth 47%.

Në formën e tij të thjeshtë, oksigjeni është një gaz pa ngjyrë, pa erë. Është pak më i rëndë se ajri: masa e 1 litër oksigjen në kushte normale është 1,43 g, dhe 1 litër ajër është 1,293 g. Oksigjeni tretet në ujë, megjithëse në sasi të vogla: 100 vëllime uji në 0 o C shpërndajnë 4.9, dhe në 20 o C - 3.1 vëllime oksigjen.

Masa atomike dhe molekulare të oksigjenit

PËRKUFIZIM

Masa atomike relative A rështë masa molare e një atomi të një substance të ndarë me 1/12 e masës molare të një atomi karboni-12 (12 C).

Masa atomike relative e oksigjenit atomik është 15.999 amu.

PËRKUFIZIM

Pesha molekulare relative M rështë masa molare e një molekule e ndarë me 1/12 e masës molare të një atomi karboni-12 (12 C).

Kjo është një sasi pa dimensione Dihet që molekula e oksigjenit është diatomike - O 2. Masa molekulare relative e një molekule oksigjeni do të jetë e barabartë me:

M r (O 2) = 15,999 × 2 ≈32.

Alotropia dhe modifikimet alotropike të oksigjenit

Oksigjeni mund të ekzistojë në formën e dy modifikimeve alotropike - oksigjen O 2 dhe ozon O 3 (vetitë fizike të oksigjenit janë përshkruar më sipër).

Në kushte normale, ozoni është një gaz. Mund të ndahet nga oksigjeni me ftohje të fortë; ozoni kondensohet në një lëng blu, duke vluar në (-111,9 o C).

Tretshmëria e ozonit në ujë është shumë më e madhe se ajo e oksigjenit: 100 vëllime uji në 0 o C shpërndajnë 49 vëllime ozoni.

Formimi i ozonit nga oksigjeni mund të shprehet me ekuacionin:

3O 2 = 2O 3 - 285 kJ.

Izotopet e oksigjenit

Dihet se në natyrë oksigjeni mund të gjendet në formën e tre izotopeve 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) dhe 18 O (0,2%). Numri i tyre masiv është përkatësisht 16, 17 dhe 18. Bërthama e një atomi të izotopit të oksigjenit 16 O përmban tetë protone dhe tetë neutrone, dhe izotopet 17 O dhe 18 O përmbajnë të njëjtin numër protonesh, përkatësisht nëntë dhe dhjetë neutrone.

Ekzistojnë dymbëdhjetë izotope radioaktive të oksigjenit me numër masiv nga 12 në 24, nga të cilët izotopi më i qëndrueshëm 15 O me një gjysmë jetëgjatësi prej 120 s.

Jonet e oksigjenit

Niveli i jashtëm i energjisë i atomit të oksigjenit ka gjashtë elektrone, të cilat janë elektrone valente:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Struktura e atomit të oksigjenit është paraqitur më poshtë:

Si rezultat i ndërveprimit kimik, oksigjeni mund të humbasë elektronet e valencës, d.m.th. të jetë dhurues i tyre, dhe të kthehet në jone të ngarkuar pozitivisht ose të pranojë elektrone nga një atom tjetër, d.m.th. të jetë pranuesi i tyre dhe të kthehet në jone të ngarkuar negativisht:

O 0 +2e → O 2- ;

O 0 -1e → O 1+ .

Molekula dhe atomi i oksigjenit

Molekula e oksigjenit përbëhet nga dy atome - O 2. Këtu janë disa veti që karakterizojnë atomin dhe molekulën e oksigjenit:

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

Korja e tokës përbëhet nga 50% oksigjen. Elementi është gjithashtu i pranishëm në minerale në formën e kripërave dhe oksideve. Oksigjeni në formë të lidhur përfshihet në përbërje (përqindja e elementit është rreth 89%). Oksigjeni është gjithashtu i pranishëm në qelizat e të gjithë organizmave të gjallë dhe bimëve. Oksigjeni është në ajër në gjendje të lirë në formën e O2 dhe modifikimin e tij alotropik në formën e ozonit O3 dhe zë një të pestën e përbërjes së tij.

Vetitë fizike dhe kimike të oksigjenit

Oksigjeni O2 është një gaz pa ngjyrë, pa shije dhe pa erë. Pak i tretshëm në ujë, vlon në temperaturën (-183) °C. Oksigjeni në formë të lëngshme është blu në formë të ngurtë, elementi formon kristale blu. Oksigjeni shkrihet në një temperaturë prej (-218,7) °C.

Kur nxehet, oksigjeni reagon me substanca të ndryshme të thjeshta (metale dhe jometale), duke rezultuar në formimin e oksideve - komponimeve të elementeve me oksigjen. Ndërveprimi i elementeve kimike me oksigjenin quhet reaksion oksidimi. Shembuj të ekuacioneve të reaksionit:

4Na + О2= 2Na2O

S + O2 = SO2.

Disa substanca komplekse gjithashtu ndërveprojnë me oksigjenin, duke formuar okside:

CH4 + 2O2= CO2 + 2H2O

2СО + О₂ = 2СО2

Oksigjeni si element kimik merret në laboratorë dhe impiante industriale. në laborator ka disa mënyra:

• dekompozimi (klorati i kaliumit);
• dekompozimi i peroksidit të hidrogjenit kur nxehet substanca në prani të oksidit të manganit si katalizator;
• zbërthimi i permanganatit të kaliumit.

Reaksioni kimik i djegies së oksigjenit

Oksigjeni i pastër nuk ka veti të veçanta që nuk i ka oksigjeni në ajër, domethënë ka të njëjtat veti kimike dhe fizike. Ajri përmban 5 herë më pak oksigjen se i njëjti vëllim i oksigjenit të pastër. Në ajër, oksigjeni përzihet me sasi të mëdha azoti - një gaz që nuk digjet vetë dhe nuk mbështet djegien. Prandaj, nëse oksigjeni i ajrit tashmë është konsumuar pranë flakës, atëherë pjesa tjetër e oksigjenit do të bëjë rrugën e saj përmes azotit dhe produkteve të djegies. Rrjedhimisht, djegia më energjike e oksigjenit në atmosferë shpjegohet me një furnizim më të shpejtë të oksigjenit në vendin e djegies. Gjatë reaksionit, procesi i kombinimit të oksigjenit me lëndën djegëse kryhet në mënyrë më energjike dhe lirohet më shumë nxehtësi. Sa më shumë oksigjen t'i jepet substancës djegëse për njësi të kohës, aq më e ndritshme është flaka, aq më e lartë është temperatura dhe aq më i fortë është procesi i djegies.

Si ndodh reaksioni i djegies së oksigjenit? Kjo mund të verifikohet eksperimentalisht. Duhet të merrni cilindrin dhe ta ktheni me kokë poshtë, më pas të vendosni një tub me hidrogjen nën cilindër. Hidrogjeni, i cili është më i lehtë se ajri, do të mbushë plotësisht cilindrin. Është e nevojshme të ndizet hidrogjeni pranë pjesës së hapur të cilindrit dhe të futet një tub qelqi në të përmes flakës, përmes të cilit rrjedh gazi i oksigjenit. Një zjarr do të shpërthejë në fund të tubit, ndërsa flaka do të digjet e qetë brenda cilindrit të mbushur me hidrogjen. Gjatë reaksionit, nuk është oksigjeni që digjet, por hidrogjeni në prani të një sasie të vogël oksigjeni që del nga tubi.

Çfarë rezulton nga djegia e hidrogjenit dhe çfarë oksidi formohet? Hidrogjeni oksidohet në ujë. Pikat e avullit të ujit të kondensuar depozitohen gradualisht në muret e cilindrit. Oksidimi i dy molekulave të hidrogjenit merr një molekulë oksigjeni dhe formohen dy molekula uji. Ekuacioni i reagimit:

2Н2 + O2 → 2Н2O

Nëse oksigjeni rrjedh ngadalë nga tubi, ai digjet plotësisht në atmosferën e hidrogjenit dhe eksperimenti vazhdon me qetësi.

Sapo furnizimi me oksigjen rritet aq shumë sa nuk ka kohë të digjet plotësisht, një pjesë e tij shkon përtej flakës, ku formohen xhepa të një përzierjeje hidrogjeni dhe oksigjeni dhe shfaqen ndezje të vogla individuale të ngjashme me shpërthimet. Një përzierje e oksigjenit dhe hidrogjenit është një gaz shpërthyes.

Kur ndizet gazi shpërthyes, ndodh një shpërthim i fortë: kur oksigjeni bashkohet me hidrogjenin, formohet uji dhe zhvillohet një temperaturë e lartë. Avulli i ujit me gazrat përreth zgjerohet shumë, duke krijuar presion të lartë, në të cilin mund të çahet jo vetëm një cilindër i brishtë, por edhe një enë më e qëndrueshme. Prandaj, është e nevojshme të punoni me një përzierje shpërthyese me kujdes ekstrem.

Konsumi i oksigjenit gjatë djegies

Për eksperimentin, një kristalizues xhami me vëllim 3 litra duhet të mbushet 2/3 me ujë dhe duhet të shtohet një lugë gjelle sodë kaustike ose kalium kaustik. Ngjyrosni ujin me fenolftaleinë ose një ngjyrë tjetër të përshtatshme. Derdhni rërë në një balonë të vogël dhe futni vertikalisht një tel me lesh pambuku të ngjitur në fund në të. Balona vendoset në një kristalizues me ujë. Leshi i pambukut mbetet 10 cm mbi sipërfaqen e tretësirës.

Lagni lehtë një shtupë pambuku me alkool, vaj, heksan ose lëng tjetër të ndezshëm dhe vendoseni në zjarr. Mbuloni me kujdes leshin e djegur të pambukut me një shishe 3 litra dhe uleni nën sipërfaqen e solucionit të solucionit. Gjatë procesit të djegies, oksigjeni kalon në ujë dhe. Si rezultat i reagimit, tretësira alkali në shishe ngrihet. Leshi i pambukut së shpejti do të fiket. Shishja duhet të vendoset me kujdes në fund të kristalizuesit. Në teori, shishja duhet të jetë plot 1/5, pasi ajri përmban 20.9% oksigjen. Gjatë djegies, oksigjeni shndërrohet në ujë dhe dioksid karboni CO2, i cili absorbohet nga alkali. Ekuacioni i reagimit:

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

Në praktikë, djegia do të ndalet përpara se të konsumohet i gjithë oksigjeni; Një pjesë e oksigjenit kthehet në monoksid karboni, i cili nuk absorbohet nga alkali dhe një pjesë e ajrit largohet nga shishja si rezultat i zgjerimit termik.

Kujdes! Mos u përpiqni t'i përsërisni vetë këto eksperimente!

Gungë në fyt është oksigjen. U zbulua se në një gjendje stresi, glottis zgjerohet. Ndodhet në mes të laringut, i kufizuar nga 2 palosje muskulore.

Ata bëjnë presion në indet e afërta, duke krijuar ndjesinë e një gungë në fyt. Zgjerimi i hendekut është pasojë e rritjes së konsumit të oksigjenit. Ndihmon në përballimin e stresit. Pra, gunga famëkeqe në fyt mund të quhet oksigjen.

Elementi i 8-të i tabelës është i njohur në formë. Por mund të jetë edhe i lëngshëm oksigjen. Elementi Në këtë gjendje është magnetike. Sidoqoftë, ne do të flasim për vetitë e oksigjenit dhe avantazhet që mund të nxirren prej tyre në pjesën kryesore.

Vetitë e oksigjenit

Për shkak të vetive të tij magnetike, oksigjeni lëviz duke përdorur ato të fuqishme. Nëse flasim për një element në gjendjen e tij të zakonshme, ai vetë është i aftë të lëvizë, në veçanti, elektronet.

Në fakt, sistemi i frymëmarrjes është ndërtuar mbi potencialin redoks të një substance. Oksigjeni në të është pranuesi përfundimtar, domethënë agjenti marrës.

Enzimat veprojnë si donatorë. Substancat e oksiduara nga oksigjeni lëshohen në mjedisin e jashtëm. Ky është dioksidi i karbonit. Prodhon nga 5 deri në 18 litra në orë.

Dil edhe 50 gram ujë. Pra, pirja e shumë lëngjeve është një rekomandim i arsyeshëm nga mjekët. Plus, rreth 400 substanca janë nënprodukte të frymëmarrjes. Midis tyre është acetoni. Sekretimi i tij rritet në një sërë sëmundjesh, për shembull, diabeti.

Procesi i frymëmarrjes përfshin modifikimin e zakonshëm të oksigjenit - O 2 . Kjo është një molekulë diatomike. Ka 2 elektrone të paçiftuar. Të dyja janë në orbitale antilidhëse.

Ata kanë një ngarkesë energjie më të madhe se lidhësit. Prandaj, molekula e oksigjenit shpërbëhet lehtësisht në atome. Energjia e disociimit arrin pothuajse 500 kiloxhaul për mol.

Në kushte natyrore oksigjen – gaz me molekula pothuajse inerte. Ata kanë një lidhje të fortë ndëratomike. Proceset e oksidimit ndodhin mezi të dukshme. Katalizatorët nevojiten për të përshpejtuar reagimet. Në trup ato janë enzima. Ato provokojnë formimin e radikalëve, të cilët nisin procesin zinxhir.

Temperatura mund të jetë një katalizator për reaksionet kimike me oksigjen. Elementi i 8-të reagon edhe ndaj ngrohjes së lehtë. Nxehtësia reagon me hidrogjen, metan dhe gazra të tjerë të ndezshëm.

Ndërveprimet ndodhin me shpërthime. Nuk është më kot që shpërtheu një nga aeroplanët e parë në historinë njerëzore. Ajo ishte e mbushur me hidrogjen. Avioni u quajt Hindenburg dhe u rrëzua në 1937.

Ngrohja lejon që oksigjeni të krijojë lidhje me të gjithë elementët e tabelës periodike, përveç gazeve fisnike, domethënë argonit, neonit dhe heliumit. Nga rruga, heliumi është bërë një zëvendësim për mbushjen e anijeve ajrore.

Gazi nuk reagon, por është i shtrenjtë. Por, le të kthehemi te heroi i artikullit. Oksigjeni është një element kimik, duke bashkëvepruar me metale tashmë në temperaturën e dhomës.

Është gjithashtu e mjaftueshme për kontakt me disa komponime komplekse. Këto të fundit përfshijnë oksidet e azotit. Por me nitrogjen të thjeshtë elementi kimik oksigjen reagon vetëm në 1200 gradë Celsius.

Për reagimet e heroit të artikullit me jometale, kërkohet ngrohje në të paktën 60 gradë Celsius. Kjo është e mjaftueshme, për shembull, për kontakt me fosfor. Heroi i artikullit ndërvepron me squfurin tashmë në 250 gradë. Nga rruga, squfuri është i përfshirë në elementet e nëngrupit të oksigjenit. Ajo është kryesore në grupin e 6-të të tabelës periodike.

Oksigjeni ndërvepron me karbonin në 700-800 gradë Celsius. Kjo i referohet oksidimit të grafitit. Ky mineral është një nga format kristalore të karbonit.

Nga rruga, oksidimi është roli i oksigjenit në çdo reagim. Shumica e tyre ndodhin me lëshimin e dritës dhe nxehtësisë. E thënë thjesht, ndërveprimi i substancave çon në djegie.

Aktiviteti biologjik i oksigjenit është për shkak të tretshmërisë së tij në ujë. Në temperaturën e dhomës, 3 mililitra të substancës së 8-të shpërndahen në të. Llogaritja bazohet në 100 mililitra ujë.

Elementi tregon nivele të larta në etanol dhe aceton. Në to treten 22 gram oksigjen. Disociimi maksimal vërehet në lëngjet që përmbajnë fluor, për shembull, perfluorobutitetrahidrofuran. Pothuajse 50 gram të elementit të 8-të treten për 100 mililitra të tij.

Duke folur për oksigjenin e tretur, le të përmendim izotopet e tij. Atmosfera është numri 160. Është 99.7% e tij në ajër. 0.3% janë izotopet 170 dhe 180. Molekulat e tyre janë më të rënda.

Duke kontaktuar me ta, uji vështirë se kthehet në gjendje avulli. Pra, vetëm modifikimi i 160-të i elementit të 8-të ngrihet në ajër. Izotopet e rënda mbeten në dete dhe oqeane.

Është interesante se përveç gjendjeve të gazta dhe të lëngshme, oksigjeni mund të jetë i ngurtë. Ai, si versioni i lëngshëm, formohet në temperatura nën zero. Oksigjeni me ujë kërkon -182 gradë, dhe oksigjeni i gurit kërkon një minimum prej -223.

Temperatura e fundit prodhon një rrjetë kub kristal. Nga -229 në -249 gradë Celsius, struktura kristalore e oksigjenit është tashmë gjashtëkëndore. Modifikime të tjera janë marrë gjithashtu artificialisht. Por, përveç temperaturave më të ulëta, ato kërkojnë presion të shtuar.

Ne gjendje normale oksigjeni i përket elementeve me 2 atome, pa ngjyrë dhe pa erë. Sidoqoftë, ekziston një larmi 3-atomike e heroit të artikullit. Ky është ozoni.

Ka një aromë të qartë të freskët. Është e këndshme, por toksike. Dallimi nga oksigjeni i zakonshëm është edhe masa e madhe e molekulave. Atomet bashkohen gjatë shkarkimeve të rrufesë.

Prandaj, era e ozonit ndihet pas stuhive. Aroma ndihet edhe në lartësitë e mëdha 10-30 kilometra. Atje, formimi i ozonit provokohet nga rrezatimi ultravjollcë. Atomet e oksigjenit kapin rrezatimin nga dielli, duke u kombinuar në molekula të mëdha. Kjo, në fakt, mbron njerëzimin nga rrezatimi.

Prodhimi i oksigjenit

Industrialistët nxjerrin nga ajri heroin e artikullit. Pastrohet nga avujt e ujit, monoksidi i karbonit dhe pluhuri. Pastaj, ajri është i lëngshëm. Pas pastrimit, mbeten vetëm azoti dhe oksigjeni. E para avullon në -192 gradë.

Oksigjeni mbetet. Por, shkencëtarët rusë zbuluan një depo të një elementi tashmë të lëngshëm. Ndodhet në mantelin e Tokës. Ajo quhet edhe gjeosferë. Shtresa ndodhet nën koren e fortë të planetit dhe mbi thelbin e tij.

Instaloni atje shenja e elementit të oksigjenit Shtypi lazer ndihmoi. Ne punuam me të në qendrën sinkrotronike DESY. Ndodhet ne Gjermani. Hulumtimi është kryer së bashku me shkencëtarët gjermanë. Së bashku, ata llogaritën se përmbajtja e oksigjenit në shtresën e supozuar të manisë është 8-10 herë më e lartë se në atmosferë.

Le të sqarojmë praktikën e llogaritjes së lumenjve të thellë të oksigjenit. Fizikanët punuan me oksid hekuri. Duke e shtrydhur dhe ngrohur atë, shkencëtarët përftuan okside të reja metalike, të panjohura më parë.

Kur bëhej fjalë për temperaturat mijëra gradë dhe presionin 670,000 herë më të lartë se presioni atmosferik, u përftua përbërja Fe 25 O 32. Janë përshkruar kushtet e shtresave të mesme të gjeosferës.

Reaksioni i transformimit të oksidit ndodh me një çlirim global të oksigjenit. Duhet të supozohet se kjo po ndodh edhe brenda planetit. Hekuri është një element tipik për mantelin.

Kombinimi i elementit me oksigjen gjithashtu tipike. Një version atipik është se gazi atmosferik ka rrjedhur nga nëntoka gjatë miliona viteve dhe është grumbulluar në sipërfaqen e tij.

Për ta thënë troç, shkencëtarët kanë vënë në dyshim rolin dominues të bimëve në prodhimin e oksigjenit. Gjelbrit mund të sigurojnë vetëm një pjesë të gazit. Në këtë rast, duhet të keni frikë jo vetëm nga shkatërrimi i florës, por edhe nga ftohja e bërthamës së planetit.

Një rënie në temperaturën e mantelit mund të bllokojë procesin e formimit oksigjen. Pjesa masive prania e tij në atmosferë gjithashtu do të bjerë, dhe në të njëjtën kohë jeta në planet.

Pyetja se si të nxjerrim oksigjen nga mania nuk ia vlen. Është e pamundur të shposh në tokë në një thellësi prej më shumë se 7,000-8,000 kilometra. Na mbetet vetëm të presim derisa heroi i artikullit të dalë vetë në sipërfaqe dhe ta nxjerrë nga atmosfera.

Aplikimi i oksigjenit

Përdorimi aktiv i oksigjenit në industri filloi me shpikjen e turbozgjeruesve. Ata u shfaqën në mesin e shekullit të kaluar. Pajisjet lëngëzojnë ajrin dhe e ndajnë atë. Në fakt, këto janë instalime prodhimi oksigjen.

Nga cilat elementë është formuar?"rrethi shoqëror" i heroit të artikullit? Së pari, këto janë metale. Këtu nuk bëhet fjalë për ndërveprim të drejtpërdrejtë, por për shkrirjen e elementeve. Oksigjeni u shtohet djegësve për të djegur karburantin në mënyrë sa më efikase.

Si rezultat, metalet zbuten më shpejt, duke u përzier në lidhje. Për shembull, metoda e konvekcionit të prodhimit të çelikut nuk mund të bëjë pa oksigjen. Ajri i zakonshëm është i paefektshëm si ndezje. Prerja e metaleve nuk mund të bëhet pa gaz të lëngshëm në cilindra.

U zbulua oksigjeni si element kimik dhe fermerët. Në formë të lëngshme, substanca përfundon në kokteje për kafshët. Ata janë duke fituar peshë në mënyrë aktive. Lidhja midis oksigjenit dhe masës së kafshëve mund të gjurmohet në periudhën karbonifere të zhvillimit të Tokës.

Epoka shënohet nga një klimë e nxehtë, një bollëk bimësh, dhe për këtë arsye gazi i 8-të. Si rezultat, centipedes 3 metra të gjatë u zvarritën rreth planetit. Janë gjetur fosile të insekteve. Skema funksionon edhe në kohët moderne. Jepini kafshës një shtesë të vazhdueshme të pjesës së zakonshme të oksigjenit dhe do të merrni një rritje të masës biologjike.

Mjekët rezervojnë oksigjen në cilindra për të lehtësuar, domethënë për të ndaluar sulmet e astmës. Gazi është gjithashtu i nevojshëm për të eliminuar hipoksinë. Kjo është ajo që quhet uria e oksigjenit. Elementi i 8-të ndihmon edhe me sëmundjet e traktit gastrointestinal.

Në këtë rast, koktejet e oksigjenit bëhen ilaç. Në raste të tjera, substanca u jepet pacientëve në jastëkë të gomuar, ose përmes tubave dhe maskave speciale.

Në industrinë kimike, heroi i artikullit është një agjent oksidues. Tashmë janë diskutuar reagimet në të cilat mund të marrë pjesë elementi i 8-të. Karakteristikat e oksigjenit konsiderohet pozitivisht, për shembull, në shkencën e raketave.

Heroi i artikullit u zgjodh si oksiduesi i karburantit të anijeve. Përzierja më e fuqishme oksiduese është kombinimi i të dy modifikimeve të elementit të 8-të. Kjo do të thotë, karburanti i raketës ndërvepron me oksigjenin dhe ozonin e zakonshëm.

Çmimi i oksigjenit

Heroi i artikullit shitet në cilindra. Ato ofrojnë lidhja e elementit. Me oksigjen Ju mund të blini cilindra prej 5, 10, 20, 40, 50 litra. Në përgjithësi, hapi standard midis vëllimeve të kontejnerëve është 5-10 litra. Gama e çmimeve për versionin 40 litra, për shembull, është nga 3,000 në 8,500 rubla.

Pranë etiketave të çmimeve të larta, si rregull, ekziston një tregues i pajtueshmërisë me GOST. Numri i tij është "949-73". Në reklamat me koston buxhetore të cilindrave, GOST thuhet rrallë, gjë që është alarmante.

Transporti i oksigjenit në cilindra

Duke folur filozofikisht, oksigjeni është i paçmuar. Elementi është baza e jetës. Hekuri transporton oksigjen në të gjithë trupin e njeriut. Një grup elementësh quhet hemoglobinë. Mungesa e tij është anemia.

Sëmundja ka pasoja të rënda. E para prej tyre është ulja e imunitetit. Është interesante se në disa kafshë, oksigjeni në gjak nuk transportohet nga hekuri. Në gaforret me patkua, për shembull, bakri u jep organeve elementin e 8-të.