Oksijenin genel özellikleri fiziksel ve kimyasal özellikleri. Oksijen – elementin özellikleri, doğadaki yaygınlığı, fiziksel ve kimyasal özellikleri, hazırlanışı

Oksijen, periyodik tablonun güncelliğini kaybetmiş kısa versiyonunun VI. ana grubunun ikinci periyodunda yer alır. Yeni numaralandırma standartlarına göre bu 16. gruptur. İlgili karar 1988'de IUPAC tarafından verildi. Basit bir madde olarak oksijenin formülü O2'dir. Ana özelliklerini, doğadaki ve ekonomideki rolünü ele alalım. Periyodik tablonun başında oksijen bulunan tüm grubun özellikleriyle başlayalım. Element, ilgili kalkojenlerden farklıdır ve su, hidrojen selenyum ve tellürden farklıdır. Tüm ayırt edici özelliklerin açıklaması ancak atomun yapısı ve özellikleri öğrenilerek bulunabilir.

Kalkojenler - oksijenle ilgili elementler

Benzer özelliklere sahip atomlar periyodik tabloda bir grup oluşturur. Oksijen, kalkojen ailesinin başında gelir, ancak bir takım özellikler bakımından onlardan farklıdır.

Grubun atası olan oksijenin atom kütlesi 16a'dır. e.m. Kalkojenler, hidrojen ve metallerle bileşikler oluştururken olağan oksidasyon durumlarını sergilerler: -2. Örneğin suyun (H2O) bileşiminde oksijenin oksidasyon sayısı -2'dir.

Kalkojenlerin tipik hidrojen bileşiklerinin bileşimi genel formüle karşılık gelir: H2R. Bu maddeler çözündüğünde asitler oluşur. Yalnızca oksijenin hidrojen bileşiği olan suyun özel özellikleri vardır. Bilim insanları bu olağandışı maddenin hem çok zayıf bir asit hem de çok zayıf bir baz olduğu sonucuna vardılar.

Kükürt, selenyum ve tellür, oksijen ve diğer yüksek elektronegatif (EO) ametallerle birleştirildiğinde tipik pozitif oksidasyon durumlarına (+4, +6) sahiptir. Kalkojen oksitlerin bileşimi genel formüllerle yansıtılır: RO 2, RO 3. Karşılık gelen asitler şu bileşime sahiptir: H2RO3, H2RO4.

Elementler basit maddelere karşılık gelir: oksijen, kükürt, selenyum, tellür ve polonyum. İlk üç temsilci metalik olmayan özellikler sergiliyor. Oksijenin formülü O2'dir. Aynı elementin allotropik bir modifikasyonu ozondur (O3). Her iki modifikasyon da gazdır. Kükürt ve selenyum katı metal olmayanlardır. Tellür metaloid bir maddedir, elektrik akımını iletir, polonyum bir metaldir.

Oksijen en yaygın elementtir

Aynı kimyasal elementin basit bir madde biçiminde varlığının başka bir versiyonunun olduğunu zaten biliyoruz. Bu, genellikle ozon perdesi olarak adlandırılan, dünya yüzeyinden yaklaşık 30 km yükseklikte bir katman oluşturan bir gaz olan ozondur. Bağlı oksijen, su moleküllerinde, birçok kaya ve mineralin bileşiminde ve organik bileşiklerde bulunur.

Oksijen atomunun yapısı

Mendeleev'in periyodik tablosu oksijen hakkında tam bilgi içerir:

1. Elemanın seri numarası 8'dir.
2. Çekirdek yükü - +8.
3. Toplam elektron sayısı 8'dir.
4. Oksijenin elektronik formülü 1s 2 2s 2 2p 4'tür.

Doğada, periyodik tabloda aynı seri numarasına sahip, proton ve elektronların bileşimi aynı, ancak nötron sayıları farklı olan üç kararlı izotop vardır. İzotoplar aynı sembolle (O) gösterilir. Karşılaştırma için burada üç oksijen izotopunun bileşimini gösteren bir şema verilmiştir:

Oksijenin özellikleri - kimyasal bir element

Atomun 2p alt seviyesinde iki eşleşmemiş elektron vardır, bu da -2 ve +2 oksidasyon durumlarının görünümünü açıklar. Kükürt ve diğer kalkojenlerde olduğu gibi oksidasyon durumunun +4'e yükselmesi için iki eşleştirilmiş elektron ayrılamaz. Bunun nedeni, ücretsiz bir alt seviyenin olmamasıdır. Bu nedenle bileşiklerde kimyasal element olan oksijen, periyodik tablonun (6) kısa versiyonundaki grup numarasına eşit bir değerlik ve oksidasyon durumu sergilemez. Normal oksidasyon numarası -2'dir.

Yalnızca florlu bileşiklerde oksijen, +2'lik karakteristik olmayan bir pozitif oksidasyon durumu sergiler. İki güçlü ametalin EO değeri farklıdır: EO (O) = 3,5; EO (F) = 4. Daha elektronegatif bir kimyasal element olan flor, elektronlarını daha kuvvetli tutar ve değerlik parçacıklarını oksijen atomlarına çeker. Bu nedenle flor ile reaksiyonda oksijen indirgeyici bir maddedir ve elektronları bağışlar.

Oksijen basit bir maddedir

1774'teki deneyler sırasında İngiliz araştırmacı D. Priestley, cıva oksidin ayrışması sırasında gazı izole etti. İki yıl önce aynı madde K. Scheele tarafından saf haliyle elde edilmişti. Sadece birkaç yıl sonra Fransız kimyager A. Lavoisier, havanın bir parçası olan gazın türünü tespit etti ve özelliklerini inceledi. Oksijenin kimyasal formülü O2'dir. Polar olmayan bir kovalent bağın - O::O oluşumunda rol oynayan elektronları maddenin bileşimine yansıtalım. Her bir bağ elektron çiftini bir satırla değiştirelim: O=O. Oksijene ilişkin bu formül, moleküldeki atomların ortak iki elektron çifti arasında bağlandığını açıkça göstermektedir.

Basit hesaplamalar yapalım ve oksijenin bağıl moleküler kütlesinin ne olduğunu belirleyelim: Mr(O 2) = Ar(O) x 2 = 16 x 2 = 32. Karşılaştırma için: Mr(hava) = 29. Oksijenin kimyasal formülü farklıdır. bir oksijen atomundan. Bu da Mr(O 3) = Ar(O) x 3 = 48 anlamına gelir. Ozon oksijenden 1,5 kat daha ağırdır.

Fiziki ozellikleri

Oksijen renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır (normal sıcaklık ve atmosfer basıncına eşit basınçta). Madde havadan biraz daha ağırdır; Suda çözünür, ancak küçük miktarlarda. Oksijenin erime noktası negatif bir değerdir ve -218,3 °C'dir. Sıvı oksijenin tekrar gaz halindeki oksijene dönüştüğü nokta kaynama noktasıdır. O 2 molekülleri için bu fiziksel miktarın değeri -182,96 °C'ye ulaşır. Sıvı ve katı hallerde oksijen açık mavi bir renk alır.

Laboratuvarda oksijen alma

Potasyum permanganat gibi oksijen içeren maddeler ısıtıldığında, bir şişede veya test tüpünde toplanabilecek renksiz bir gaz açığa çıkar. Eğer yanan bir kıymığı saf oksijene sokarsanız, havadakinden daha parlak bir şekilde yanar. Oksijen üretmek için diğer iki laboratuvar yöntemi, hidrojen peroksit ve potasyum kloratın (Berthollet tuzu) ayrışmasıdır. Termal ayrışma için kullanılan bir cihazın diyagramını ele alalım.

Bir test tüpüne veya yuvarlak tabanlı bir şişeye biraz Berthollet tuzu dökün ve gaz çıkış tüplü bir tıpayla kapatın. Karşı ucu (su altında) ters çevrilmiş şişeye yönlendirilmelidir. Boyun, suyla dolu geniş bir bardağa veya kristalleştiriciye indirilmelidir. Berthollet tuzu içeren bir test tüpü ısıtıldığında oksijen açığa çıkar. Şişeye gaz çıkış borusundan girerek suyun yerini değiştirir. Şişe gazla doldurulunca su altında bir tıpa ile kapatılır ve ters çevrilir. Bu laboratuvar deneyinde elde edilen oksijen, basit bir maddenin kimyasal özelliklerini incelemek için kullanılabilir.

Yanma

Laboratuvar oksijendeki maddeleri yakarsa, yangın güvenliği kurallarını bilmeniz ve bunlara uymanız gerekir. Hidrojen havada anında yanar ve oksijenle 2:1 oranında karıştığında patlayıcıdır. Maddelerin saf oksijende yanması havaya göre çok daha yoğun gerçekleşir. Bu fenomen havanın bileşimi ile açıklanmaktadır. Atmosferdeki oksijen bu kısmın 1/5'inden biraz fazlasını (%21) oluşturur. Yanma, maddelerin oksijenle reaksiyonudur ve başta metal ve metal olmayan oksitler olmak üzere çeşitli ürünlerin oluşumuyla sonuçlanır. O2'nin yanıcı maddelerle karışımı yangın tehlikesi oluşturur; ayrıca ortaya çıkan bileşikler toksik olabilir.

Sıradan bir mumun (veya kibritin) yanmasına karbondioksit oluşumu eşlik eder. Aşağıdaki deney evde yapılabilir. Bir maddeyi cam kavanozun veya büyük bir camın altında yakarsanız, oksijenin tamamı tükendiğinde yanma duracaktır. Azot solunumu veya yanmayı desteklemez. Oksidasyonun bir ürünü olan karbondioksit artık oksijenle reaksiyona girmez. Şeffaf, mum yandıktan sonra varlığını tespit etmenizi sağlar. Yanma ürünleri kalsiyum hidroksitten geçirilirse çözelti bulanıklaşır. Çözünmeyen kalsiyum karbonat üretmek için kireç suyu ve karbondioksit arasında kimyasal bir reaksiyon meydana gelir.

Endüstriyel ölçekte oksijen üretimi

Havasız O2 molekülleri üreten en ucuz süreç, kimyasal reaksiyonları içermez. Endüstride, örneğin metalurji tesislerinde hava, düşük sıcaklıkta ve yüksek basınçta sıvılaştırılır. Atmosferin en önemli bileşenleri olan nitrojen ve oksijen farklı sıcaklıklarda kaynar. Hava karışımı yavaş yavaş normal sıcaklığa ısıtılarak ayrılır. Önce nitrojen molekülleri, ardından oksijen molekülleri salınır. Ayırma yöntemi basit maddelerin farklı fiziksel özelliklerine dayanmaktadır. Basit oksijen maddesinin formülü, havanın - O2 soğutulması ve sıvılaştırılmasından önceki ile aynıdır.

Bazı elektroliz reaksiyonları sonucunda uygun elektrot üzerinde toplanan oksijen de açığa çıkar. Sanayi ve inşaat işletmelerinin büyük miktarlarda gaza ihtiyacı vardır. Oksijene olan talep sürekli artıyor ve özellikle kimya endüstrisinin buna ihtiyacı var. Ortaya çıkan gaz, endüstriyel ve tıbbi amaçlar için işaretlenmiş çelik silindirlerde depolanır. Oksijen kapları, onları diğer sıvılaştırılmış gazlardan (azot, metan, amonyak) ayırmak için mavi veya maviye boyanır.

O2 moleküllerini içeren reaksiyonların formülünü ve denklemlerini kullanan kimyasal hesaplamalar

Oksijenin molar kütlesinin sayısal değeri başka bir değerle, yani bağıl moleküler kütleyle çakışır. Yalnızca ilk durumda ölçü birimleri mevcuttur. Kısaca oksijen maddesinin formülü ve molar kütlesi şu şekilde yazılmalıdır: M(O 2) = 32 g/mol. Normal koşullar altında herhangi bir gazın bir molü 22,4 litre hacme karşılık gelir. Bu, 1 mol O2'nin 22,4 litre madde, 2 mol O2'nin ise 44,8 litre madde olduğu anlamına gelir. Oksijen ve hidrojen arasındaki reaksiyon denklemine göre 2 mol hidrojen ile 1 mol oksijenin etkileşime girdiğini görebilirsiniz:

Reaksiyona 1 mol hidrojen katılırsa oksijenin hacmi 0,5 mol olacaktır. 22,4 l/mol = 11,2 l.

O 2 moleküllerinin doğa ve insan yaşamındaki rolü

Oksijen, Dünya üzerindeki canlı organizmalar tarafından tüketilmektedir ve 3 milyar yılı aşkın bir süredir maddelerin döngüsünde yer almaktadır. Bu, solunum ve metabolizmanın ana maddesidir, onun yardımıyla besin moleküllerinin ayrışması meydana gelir ve organizmalar için gerekli enerji sentezlenir. Oksijen Dünya'da sürekli olarak tüketilir, ancak rezervleri fotosentez yoluyla yenilenir. Rus bilim adamı K. Timiryazev, bu süreç sayesinde gezegenimizde yaşamın hala var olduğuna inanıyordu.

Oksijenin doğadaki ve ekonomideki rolü büyüktür:

• canlı organizmalar tarafından solunum sırasında emilir;
• bitkilerde fotosentez reaksiyonlarına katılır;
• organik moleküllerin bir kısmı;
• oksitleyici bir madde olarak görev yapan oksijenin katılımıyla çürüme, fermantasyon ve paslanma süreçleri meydana gelir;
• Değerli organik sentez ürünleri elde etmek için kullanılır.

Silindirlerdeki sıvılaştırılmış oksijen, metallerin yüksek sıcaklıklarda kesilmesi ve kaynaklanması için kullanılır. Bu işlemler makine imalat tesislerinde, ulaştırma ve inşaat işletmelerinde gerçekleştirilmektedir. Su altında, yeraltında, havasız alanda yüksek irtifalarda iş yapabilmek için insanların O 2 moleküllerine de ihtiyacı vardır. tıpta hasta kişilerin soluduğu havanın bileşimini zenginleştirmek için kullanılır. Tıbbi amaçlı gaz, yabancı yabancı maddelerin ve kokunun neredeyse tamamen yokluğunda teknik gazdan farklıdır.

Oksijen ideal bir oksitleyici ajandır

Oksijen bileşikleri, soy gazlar ailesinin ilk temsilcileri hariç, periyodik tablonun tüm kimyasal elementleriyle bilinmektedir. Halojenler, altın ve platin hariç pek çok madde doğrudan O atomlarıyla reaksiyona girer. Işık ve ısı salınımının eşlik ettiği oksijenle ilgili olaylar büyük önem taşıyor. Bu tür işlemler günlük yaşamda ve endüstride yaygın olarak kullanılmaktadır. Metalurjide cevherlerin oksijenle etkileşimine kavurma denir. Önceden kırılmış cevher oksijenle zenginleştirilmiş hava ile karıştırılır. Yüksek sıcaklıklarda metaller sülfitlerden basit maddelere indirgenir. Demir ve bazı demir dışı metaller bu şekilde elde edilir. Saf oksijenin varlığı kimya, teknoloji ve metalurjinin çeşitli dallarındaki teknolojik süreçlerin hızını artırır.

Havayı düşük sıcaklıklarda bileşenlerine ayırarak oksijen üretmeye yönelik ucuz bir yöntemin ortaya çıkması, endüstriyel üretimin birçok alanının gelişmesini teşvik etti. Kimyacılar O2 moleküllerini ve O atomlarını ideal oksitleyici maddeler olarak görürler. Bunlar doğal malzemelerdir, doğada sürekli yenilenirler ve çevreyi kirletmezler. Ek olarak, oksijen içeren kimyasal reaksiyonlar çoğunlukla başka bir doğal ve güvenli ürünün, yani suyun senteziyle sonuçlanır. Zehirli endüstriyel atıkların nötralizasyonunda ve suyun kirletici maddelerden arındırılmasında O2'nin rolü büyüktür. Oksijene ek olarak allotropik modifikasyonu olan ozon da dezenfeksiyon için kullanılır. Bu basit madde yüksek oksitleyici aktiviteye sahiptir. Su ozonlandığında kirletici maddeler ayrışır. Ozonun patojenik mikroflora üzerinde de zararlı etkisi vardır.

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, suyun kimyasal bileşimine dahil edilir - yüzdesi yaklaşık% 89'dur ve ayrıca tüm canlıların (bitkiler ve hayvanlar) hücrelerinin bileşiminde bulunur.

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 elementlerin 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 çeşitli yakıt türlerini yakarken: doğal gaz, metan, kömür, odun. Tüm bu süreçlerde aynı zamanda doğa, güneş ışığının etkisi altında yeşil bitkilerde meydana gelen fotosentezi kullanarak bu bileşiğin doğal olarak bağlanma sürecini sağlamıştır. Bu sürecin bir sonucu olarak, bitkinin daha sonra dokularını oluşturmak için kullandığı glikoz oluşur.

Makalenin içeriği

OKSİJEN, O (oksijenyum), periyodik element tablosunun VIA alt grubunun kimyasal bir elementi: O, S, Se, Te, Po - kalkojen ailesinin bir üyesi. Doğada en yaygın bulunan elementtir, Dünya atmosferindeki içeriği %21 (hacim) olup, yer kabuğunda yaklaşık %21 bileşik 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 ilavesinin reaksiyonları S. Geils (1731) ve P. Bayen'in (1774) bilimsel çalışmalarında anlatılmaktadır. 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.

Oksijen atomunda 8 elektron bulunur; iç düzeyde 2, dış düzeyde ise 6 elektron bulunur. Bu nedenle, kimyasal reaksiyonlarda oksijen, donörlerden iki elektrona kadar kabul edebilir, dış kabuğunu 8 elektrona kadar oluşturabilir ve aşırı bir negatif yük oluşturabilir.

Moleküler oksijen.

Atomları 8 elektronlu 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 sergiler (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, çıkarılması için en etkili yöntem, yabancı maddelerin, CO2'nin, tozun vb. uzaklaştırıldığı 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 gazı kullanır. Oksijen üflemesi, hava üflemesinden 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 kimyasal yöntemlerle üretilebilir ve bunlardan 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 eser miktarda hidrojen tekrar suya dönüştürülür ve buharları donma veya adsorpsiyon yoluyla uzaklaştırılır.

Termal ayrışma.

J. Priestley tarafından önerilen, oksijen üretimine yönelik önemli bir laboratuvar yöntemi, ağır metal oksitlerin termal ayrışmasıdır: 2HgO® 2Hg + O2. Bunu yapmak için Priestley güneş ışınlarını cıva oksit tozuna odakladı. 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 olanak tanır 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.

Fiziki ozellikleri.

Oksijen normal şartlarda renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır. Sıvı oksijenin rengi soluk mavidir. 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 düşük sıcaklıklarda yüksek oranlarda reaksiyona girer. En aktif alkali (IA alt grupları) ve bazı alkalin toprak (IIA alt grupları) metalleri, O2 ile NaO 2 ve BaO 2 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 ametallerin oksitlerinde elektron transferi eksiktir ve oksijen üzerindeki negatif yük yoğunluğu daha az belirgindir, dolayısıyla bağ daha az iyonik veya daha fazla 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, kovalent oksitlerin erime noktalarından daha yüksek erime noktalarına sahiptir: 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, temel özellikler sergiler ve OH grupları içeren hidroksitlerdir ve sulu çözeltilerdeki metal olmayan oksitler, H + iyonu içeren asitleri 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 maksimum oksidasyon durumuyla ilişkilidir, çünkü elementlerin daha düşük oksidasyon durumlarına sahip oksitler mümkündür. Bileşiklerin yanma proseslerinde tipik ürünler oksitlerdir, örneğin:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Karbon içeren maddeler ve hidrokarbonlar, hafifçe ısıtıldığında CO2 ve H2O'ya oksitlenir (yanır). Bu tür maddelere örnek olarak yakıtlar - odun, yağ, alkoller (ayrıca karbon - kömür, kok ve odun kömürü) verilebilir. Yanma sürecinden elde edilen ısı, buhar üretmek (ve daha sonra elektrik üretmek veya enerji santrallerine gitmek) ve ayrıca evleri ısıtmak 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 (kömür 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.

Bir elementin düşük oksidasyon durumlarına sahip metallerin veya metal olmayan oksitleri, o elementin yüksek oksidasyon durumlarına sahip oksitlerini oluşturmak için oksijenle reaksiyona girer:

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 kimya endüstrisinde alkaliler veya bazlar üretmek için kullanılır. 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).

H 2 O suyunun hem kimyasal reaksiyonlar için laboratuvar uygulamalarında hem de yaşam süreçlerindeki önemi, bu maddenin SU, BUZ VE BUHAR'ın özel olarak dikkate alınmasını gerektirir. 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 asidik özellikler gösterir. 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 stabilizasyonlarını 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:

Gezegenimizdeki en önemli elementlerden biri oksijendir. Bu maddenin kimyasal özellikleri biyolojik süreçlere katılmasına izin verir ve artan aktivitesi, oksijeni bilinen tüm kimyasal reaksiyonlarda önemli bir katılımcı haline getirir. Serbest halde bu madde atmosferde mevcuttur. Bağlı durumda oksijen, çeşitli canlı organizmaları oluşturan minerallerin, kayaların ve karmaşık maddelerin bir parçasıdır. Dünyadaki toplam oksijen miktarının gezegenimizin toplam kütlesinin %47'si olduğu tahmin edilmektedir.

Oksijen tanımı

Periyodik tabloda oksijen bu tablonun sekizinci hücresini işgal eder. Uluslararası adı oxigenium'dur. Kimyasal notasyonlarda Latince "O" harfiyle gösterilir. Atomik oksijen doğal ortamda oluşmaz; parçacıkları birleşerek molekül ağırlığı 32 g/mol olan eşleştirilmiş gaz molekülleri oluşturur.

Hava ve oksijen

Hava, Dünya'da yaygın olarak bulunan birçok gazın karışımıdır. Hava kütlesindeki nitrojenin çoğunluğu hacimce %78,2 ve kütlece %75,5'tir. Oksijen hacim olarak %20,9 ve kütle olarak %23,2 ile ikinci sırada yer alıyor. Üçüncü sırada soy gazlar yer alıyor. Geriye kalan yabancı maddeler (karbondioksit, su buharı, toz vb.) toplam hava kütlesinde yalnızca yüzde birlik bir kısmı kaplar.

Doğal oksijenin tüm kütlesi üç izotopun bir karışımıdır - 16 O, 17 O, 18 O. Bu izotopların toplam oksijen kütlesindeki yüzdesi sırasıyla %99,76, %0,04 ve %0,2'dir.

Oksijenin fiziksel ve kimyasal özellikleri

Normal şartlarda bir litre havanın ağırlığı 1.293 gr'dır. Sıcaklık -140⁰C'ye düştüğünde hava renksiz, şeffaf bir sıvıya dönüşür. Düşük kaynama noktasına rağmen hava, oda sıcaklığında bile sıvı halde tutulabilir. Bunu yapmak için sıvının Dewar şişesi adı verilen bir şişeye yerleştirilmesi gerekir. Sıvı oksijene daldırma, nesnelerin normal özelliklerini kökten değiştirir.

Oksijen suda çözünür, ancak küçük miktarlarda da olsa deniz suyu% 3-5 oksijen içerir. Ancak bu gazın bu kadar küçük bir miktarı bile, kendi yaşam destek süreçlerini desteklemek için sudan oksijen alan balıkların, kabuklu deniz hayvanlarının ve çeşitli deniz organizmalarının varlığına yol açmıştır.

Oksijen atomunun yapısı

Oksijenin tarif edilen özellikleri öncelikle bu elementin iç yapısı ile açıklanmaktadır.

Oksijen, periyodik tablonun altıncı element grubunun ana alt grubuna aittir. Bir elementin dış elektron bulutu altı elektron içerir; bunlardan dördü p yörüngelerinde bulunur ve geri kalan ikisi s yörüngelerinde bulunur. Bu iç yapı, elektronik bağları kırmayı amaçlayan büyük enerji harcamalarına neden olur - oksijen atomunun iki eksik elektronu dış yörüngeye ödünç alması, altı elektronunu vermekten daha kolaydır. Bu nedenle çoğu durumda oksijenin kovalanlığı ikidir. İki serbest elektron sayesinde oksijen, yüksek bağ kuvveti ile karakterize edilen diyatomik molekülleri kolayca oluşturur. Yalnızca 498 J/mol'ün üzerinde uygulanan enerji ile moleküller parçalanır ve atomik oksijen oluşur. Bu elementin kimyasal özellikleri, helyum, neon ve argon hariç bilinen tüm maddelerle reaksiyona girmesine izin verir. Etkileşimin hızı, reaksiyon sıcaklığına ve maddenin doğasına bağlıdır.

Oksijenin kimyasal özellikleri

Oksijen çeşitli maddelerle reaksiyona girerek oksitler oluşturur ve bu reaksiyonlar hem metallerin hem de metal olmayanların karakteristiğidir. Oksijenin metallerle olan bileşiklerine bazik oksitler denir; klasik örnekler magnezyum oksit ve kalsiyum oksittir. Metal oksitlerin su ile etkileşimi, oksijenin aktif kimyasal özelliklerini doğrulayan hidroksitlerin oluşumuna yol açar. Metal olmayanlarla bu madde asidik oksitler oluşturur - örneğin kükürt trioksit S03. Bu element suyla reaksiyona girdiğinde sülfürik asit elde edilir.

Kimyasal aktivite

Oksijen elementlerin büyük çoğunluğuyla doğrudan etkileşime girer. İstisnalar altın, halojenler ve platindir. Oksijenin belirli maddelerle etkileşimi, katalizörlerin varlığında önemli ölçüde hızlanır. Örneğin, platin varlığında hidrojen ve oksijen karışımı oda sıcaklığında bile reaksiyona girer. Sağır edici bir patlamayla karışım, önemli bir bileşeni oksijen olan sıradan suya dönüşür. Elementin kimyasal özellikleri ve yüksek aktivitesi, büyük miktarlarda ışık ve ısının salınmasını açıklar; bu nedenle oksijenle yapılan kimyasal reaksiyonlara genellikle yanma denir.

Saf oksijende yanma, havaya göre çok daha yoğun gerçekleşir, ancak reaksiyon sırasında açığa çıkan ısı miktarı yaklaşık olarak aynı olsa da, nitrojen eksikliği nedeniyle süreç çok daha hızlı ilerler ve yanma sıcaklığı daha yüksek olur.

Oksijen elde etmek

1774 yılında İngiliz bilim adamı D. Priestley, cıva oksidin ayrışma reaksiyonundan bilinmeyen bir gazı izole etti. Ancak bilim adamı, açığa çıkan gazı, havanın bir parçası olan, zaten bilinen bir maddeyle ilişkilendirmedi. Sadece birkaç yıl sonra büyük Lavoisier, bu reaksiyonda elde edilen oksijenin fizikokimyasal özelliklerini inceledi ve havanın bir parçası olan gazla özdeşliğini kanıtladı. Modern dünyada oksijen havadan elde edilmektedir. Laboratuvarlarda yaklaşık 15 MPa basınçta silindirlerle sağlanan endüstriyel oksijen kullanıyorum. Saf oksijen laboratuvar koşullarında da elde edilebilir; bunu elde etmenin standart yöntemi, aşağıdaki formüle göre ilerleyen potasyum permanganatın termal ayrışmasıdır:

Ozon üretimi

Elektrik oksijen veya havadan geçirilirse, atmosferde yeni bir maddenin - ozonun - ortaya çıkmasının habercisi olan karakteristik bir koku ortaya çıkacaktır. Ozon kimyasal olarak saf oksijenden de elde edilebilir. Bu maddenin oluşumu aşağıdaki formülle ifade edilebilir:

Bu reaksiyon bağımsız olarak ilerleyemez; başarılı bir şekilde tamamlanması için harici enerjiye ihtiyaç vardır. Ancak ozonun oksijene ters dönüşümü kendiliğinden gerçekleşir. Oksijen ve ozonun kimyasal özellikleri birçok yönden farklılık gösterir. Ozon yoğunluk, erime ve kaynama noktaları bakımından oksijenden farklıdır. Normal şartlarda bu gazın rengi mavidir ve karakteristik bir kokusu vardır. Ozonun elektriksel iletkenliği daha yüksektir ve suda oksijenden daha fazla çözünür. Ozonun kimyasal özellikleri, ayrışma süreciyle açıklanır - bu maddenin bir molekülünün ayrışması sırasında, iki atomlu bir oksijen molekülü artı bu elementin diğer maddelerle agresif bir şekilde reaksiyona giren bir serbest atomu oluşur. Örneğin ozon ile oksijen arasındaki reaksiyon bilinmektedir: 6Ag+O 3 =3Ag 2 O

Ancak sıradan oksijen, yüksek sıcaklıklarda bile gümüşle birleşmez.

Doğada, ozonun aktif bozunması, gezegenimizdeki yaşam süreçlerini tehdit eden ozon delikleri denilen oluşumlarla doludur.

OKSİJEN (Latin Oksijen), O, periyodik tablonun kısa formunun (uzun formun 16. grubu) VI grubunun kimyasal bir elementi, kalkojenlere aittir; atom numarası 8, atom kütlesi 15.9994. Doğal oksijen üç izotoptan oluşur: 16 O (%99,757), 17 O (%0,038) ve 18 O (%0,205). Karışımda en hafif 16 O izotoplarının baskınlığı, 16 O atomunun çekirdeğinin 8 proton ve 8 nötrondan oluşmasından kaynaklanmaktadır. Eşit sayıda proton ve nötron, bunların çekirdekteki yüksek bağlanma enerjisini ve 16 O çekirdeğinin diğerlerine kıyasla en yüksek stabilitesini belirler. Kütle numaraları 12-26 olan radyoizotoplar yapay olarak elde edilmiştir.

Tarihsel referans. Oksijen, 1774 yılında bağımsız olarak K. Scheele (potasyum nitratlar KNO3 ve sodyum NaN03, manganez dioksit Mn02 ve diğer maddeleri kalsine ederek) ve J. Priestley (kurşun tetroksit Pb304 ve cıva oksit HgO'yu ısıtarak) tarafından elde edildi. Daha sonra, oksijenin asitlerin bir parçası olduğu tespit edildiğinde, A. Lavoisier oxygène adını önerdi (Yunanca όχύς - ekşi ve γεννάω - doğum yapıyorum, dolayısıyla Rusça adı "oksijen" den).

Doğada yaygınlık. Oksijen, dünyadaki en yaygın kimyasal elementtir: Hidrosferdeki kimyasal olarak bağlı oksijenin içeriği, yer kabuğunda% 85,82 (çoğunlukla su formunda), kütle olarak% 49'dur. 1.400'den fazla mineralin oksijen içerdiği bilinmektedir. Bunların arasında, oksijen içeren asitlerin tuzlarının oluşturduğu mineraller (en önemli sınıflar doğal karbonatlar, doğal silikatlar, doğal sülfatlar, doğal fosfatlardır) ve bunlara dayalı kayaçlar (örneğin kireçtaşı, mermer) ve ayrıca çeşitli doğal oksitler, doğal ve kaya hidroksitleri kayalar (örneğin bazalt). Moleküler oksijen, dünya atmosferinin hacimce %20,95'ini (kütlece %23,10) oluşturur. Atmosferdeki oksijen biyolojik kökenlidir ve fotosentez sırasında su ve karbondioksitten klorofil içeren yeşil bitkilerde oluşur. Bitkiler tarafından salınan oksijen miktarı, çürüme, yanma ve solunum süreçlerinde tüketilen oksijen miktarını telafi eder.

Biyojenik bir element olan oksijen, doğal organik bileşiklerin (proteinler, yağlar, nükleik asitler, karbonhidratlar vb.) en önemli sınıflarının bir parçasıdır ve iskeletin inorganik bileşiklerinin bileşiminde bulunur.

Özellikler. Oksijen atomunun dış elektron kabuğunun yapısı 2s 2 2p 4; bileşiklerde -2, -1, nadiren +1, +2 oksidasyon durumları sergilenir; Pauling elektronegatifliği 3.44 (flordan sonra en elektronegatif element); atom yarıçapı 60 pm; O2 iyonunun yarıçapı 121 pm'dir (koordinasyon numarası 2). Gaz, sıvı ve katı hallerde oksijen, diatomik O2 molekülleri formunda bulunur. O2 molekülleri paramanyetiktir. Ayrıca triatomik O3 moleküllerinden oluşan oksijen - ozonun allotropik bir modifikasyonu da vardır.

Temel durumda, oksijen atomu çift sayıda değerlik elektronuna sahiptir ve bunlardan ikisi eşleşmemiştir. Bu nedenle, düşük enerjili boş bir d-opbitali olmayan oksijen çoğu kimyasal bileşikte iki değerlidir. Kimyasal bağın doğasına ve bileşiğin kristal yapısının türüne bağlı olarak oksijenin koordinasyon sayısı farklı olabilir: O (atomik oksijen), 1 (örneğin O2, CO2), 2 (örneğin, H 2 O, H 2 O 2), 3 (örneğin, H 3 O +), 4 (örneğin, Be ve Zn oksoasetatlar), 6 (örneğin, MgO, CdO), 8 (örneğin, Na 2 O) , Cs20). Atomun küçük yarıçapı nedeniyle oksijen, diğer atomlarla, örneğin oksijen atomlarıyla (O2, O3), karbon, nitrojen, kükürt ve fosforla güçlü π bağları oluşturabilir. Bu nedenle oksijen için bir çift bağ (494 kJ/mol), iki tekli bağdan (146 kJ/mol) enerji açısından daha uygundur.

O2 moleküllerinin paramanyetizması, çift dejenere antibağ π* yörüngelerinde paralel spinlere sahip iki eşleşmemiş elektronun varlığıyla açıklanır. Molekülün bağlanma yörüngeleri, karşıt bağ yörüngelerinden dört daha fazla elektron içerdiğinden, O2'deki bağ sırası 2'dir, yani oksijen atomları arasındaki bağ iki katıdır. Bir fotokimyasal veya kimyasal etki sırasında, bir π* yörüngesinde zıt spinlere sahip iki elektron belirirse, temel durumun 92 kJ/mol üzerinde enerjide bulunan ilk uyarılmış durum ortaya çıkar. Bir oksijen atomu uyarıldığında, iki elektron iki farklı π* yörüngesini işgal ederse ve zıt dönüşlere sahipse, enerjisi temel durumdan 155 kJ/mol daha yüksek olan ikinci bir uyarılmış durum ortaya çıkar. Uyarma, O-O atomlar arası mesafelerde bir artışa eşlik eder: temel durumda 120,74 pm'den birinci uyarılmış durum için 121,55 pm'ye ve ikinci uyarılmış durum için 122,77 pm'ye kadar, bu da O-O bağının zayıflamasına ve Oksijenin kimyasal aktivitesini arttırmak. O2 molekülünün her iki uyarılmış durumu da gaz fazındaki oksidasyon reaksiyonlarında önemli bir rol oynar.

Oksijen renksiz, kokusuz ve tatsız bir gazdır; t erime -218,3 °C, t kaynama -182,9 °C, gaz halindeki oksijenin yoğunluğu 1428,97 kg/dm3 (0 °C'de ve normal basınçta). Sıvı oksijen soluk mavi bir sıvıdır, katı oksijen ise mavi kristalli bir maddedir. 0 °C'de ısı iletkenliği 24,65-10 -3 W/(mK), sabit basınçta molar ısı kapasitesi 29,27 J/(mol K), gaz halindeki oksijenin dielektrik sabiti 1,000547, sıvı oksijen 1,491'dir. Oksijen suda çok az çözünür (20°C'de hacimce %3,1 oksijen), perflorodekalin gibi bazı organoflüorin solventlerde oldukça çözünür (0°C'de hacimce %4500 oksijen). Önemli miktarda oksijen asil metaller tarafından çözülür: gümüş, altın ve platin. Gazın erimiş gümüş içindeki çözünürlüğü (962 °C'de hacimce %2200) sıcaklık düştükçe keskin bir şekilde azalır, bu nedenle havada soğutulduğunda gümüş eriyiği "kaynar" ve çözünmüş oksijenin yoğun salınımı nedeniyle sıçrar.

Oksijen oldukça reaktiftir, güçlü bir oksitleyici maddedir: normal koşullar altında çoğu basit maddeyle, esas olarak karşılık gelen oksitlerin oluşumuyla reaksiyona girer (odada ve daha düşük sıcaklıklarda yavaşça meydana gelen birçok reaksiyona bir patlama ve büyük bir gazın salınması eşlik eder). ısıtıldığında ısı miktarı). Oksijen normal koşullar altında hidrojenle reaksiyona girer (su H2O oluşur; oksijenin hidrojenle karışımları patlayıcıdır - bkz. Patlayıcı gaz), ısıtıldığında - kükürt (kükürt dioksit SO2 ve kükürt trioksit SO3), karbon (karbon oksit CO) ile reaksiyona girer , karbondioksit CO2), fosfor (fosfor oksitler), birçok metal (metal oksitler), özellikle alkali ve alkalin toprak metalleri (esas olarak metal peroksitler ve süperoksitler, örneğin baryum peroksit BaO2, potasyum süperoksit KO2) ile kolayca. Oksijen, 1200 °C'nin üzerindeki sıcaklıklarda veya elektrik deşarjına maruz kaldığında nitrojenle reaksiyona girer (nitrojen monoksit NO oluşur). Ksenon, kripton, halojenler, altın ve platin içeren oksijen bileşikleri dolaylı olarak elde edilir. Oksijen helyum, neon ve argon ile kimyasal bileşikler oluşturmaz. Sıvı oksijen aynı zamanda güçlü bir oksitleyici maddedir: içine batırılmış pamuk yünü tutuşturulduğunda anında yanar; bazı uçucu organik maddeler, sıvı oksijen içeren açık bir kaptan birkaç metre uzakta olduklarında kendiliğinden tutuşabilir.

Oksijen, her biri ayrı bir kimyasal bileşik sınıfının özelliklerini belirleyen üç iyonik form oluşturur: O2 - süperoksitler (oksijen atomunun resmi oksidasyon durumu -0,5), O2 - peroksit bileşikleri (oksijen atomunun oksidasyon durumu -1) örneğin hidrojen peroksit H 2 O 2), O 2- - oksitler (oksijen atomunun oksidasyon durumu -2). Oksijen, O 2 F 2 ve OF 2 florürlerinde sırasıyla +1 ve +2 pozitif oksidasyon durumları sergiler. Oksijen florürler kararsızdır, güçlü oksitleyici maddeler ve florlayıcı reaktiflerdir.

Moleküler oksijen zayıf bir liganddır ve bazı Fe, Co, Mn, Cu komplekslerine bağlanır. Bu tür kompleksler arasında en önemlisi, sıcak kanlı hayvanların vücudunda oksijeni taşıyan bir protein olan hemoglobinin bir parçası olan demir porfirindir.

Biyolojik rol. Hem serbest formda hem de çeşitli maddelerin bileşiminde (örneğin, oksidaz ve oksidoredüktaz enzimleri) oksijen, canlı organizmalarda meydana gelen tüm oksidatif süreçlerde yer alır. Sonuç olarak yaşam sürecinde büyük miktarda enerji açığa çıkar ve tüketilir.

Fiş. Endüstriyel ölçekte oksijen, havanın sıvılaştırılması ve ayrımsal damıtılmasıyla (Hava ayırma makalesine bakın) ve suyun elektrolizi yoluyla üretilir. Laboratuvar koşullarında oksijen, hidrojen peroksitin (2P 2 O 2 = 2H 2 O + O 2), metal oksitlerin (örneğin cıva oksit: 2HgO = 2Hg + O 2), oksijen içeren oksitleyici tuzların ısıtılmasıyla ayrıştırılmasıyla elde edilir. asitler (örneğin, potasyum klorat: 2KlO3 = 2KCl + 3O2, potasyum permanganat: 2KMnO4 = K2MnO4 + Mn02 + O2), sulu bir NaOH çözeltisinin elektrolizi ile. Gaz halindeki oksijen, 15 ve 42 MPa basınçta mavi boyalı çelik silindirlerde, sıvı oksijen - metal Dewar kaplarında veya özel tank tanklarında depolanır ve taşınır.

Başvuru. Teknik oksijen, metalurjide (örneğin, Oksijen dönüştürücü işlemine bakınız), metallerin gaz aleviyle işlenmesinde (örneğin, Oksijenle kesmeye bakınız), kimya endüstrisinde yapay sıvı yakıtların üretiminde oksitleyici bir madde olarak kullanılır. , yağlama yağları, nitrik ve sülfürik asitler, metanol, amonyak ve amonyak gübreleri, metal peroksitler vb. Saf oksijen, uzay gemilerinde, denizaltılarda, yüksek irtifalara tırmanırken, su altı çalışmalarında, tıpta tıbbi amaçlar için oksijen soluma aparatlarında kullanılır ( Oksijen terapisi makalesine bakın). Patlatma operasyonları sırasında roket yakıtları için oksitleyici olarak sıvı oksijen kullanılır. Bazı organoflor çözücüler içindeki oksijen gazı çözeltilerinin sulu emülsiyonlarının, yapay kan ikameleri (örneğin perftoran) olarak kullanılması önerilmiştir.

Kaynak: Saunders N. Oksijen ve grup 16'nın elementleri. Oxf., 2003; Drozdov A.A., Zlomanov V.P., Mazo G.N., Spiridonov F.M. İnorganik kimya. M., 2004.T.2; Shriver D., Atkins P. İnorganik kimya. M., 2004.T.1-2.