Dikloroetanın oksijen 9 gaz durumu ile etkileşimi. Ateş ve dpa kapsamlı baskısı için kimya hazırlığı

Makalenin içeriği

OKSİJEN, O (oksijenyum), periyodik element tablosunun VIA alt grubunun kimyasal bir elementi: O, S, Se, Te, Po - kalkojen ailesinin bir üyesi. Bu doğadaki en yaygın elementtir, Dünya atmosferindeki içeriği% 21 (hacim.), yer kabuğunda yaklaşık olarak bileşikler halindedir. %50 (ağırlıkça) ve hidrosferde %88,8 (ağırlıkça).

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

Tarihsel bilgi.

Oksijenle ilgili ilk bilgi Avrupa'da 8. yüzyıla ait 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 edildi. 1961'de oksijenin ağırlıklı ortalama atom kütlesi 15,9994 oldu. 1961 yılına kadar kimyagerler atom kütlesinin standart birimini oksijenin atom kütlesi olarak kabul ediyorlardı; doğal olarak oluşan üç oksijen izotopunun karışımı için 16.000 olduğu varsayılmıştı. Fizikçiler oksijen izotopu 16 8 O'nun kütle numarasını atom kütlesinin standart birimi olarak aldılar, dolayısıyla fiziksel ölçekte oksijenin ortalama atom kütlesi 16.0044'tü.

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

Moleküler oksijen.

Atomları 8 elektrondan oluşan dış kabuğunu tamamlamak için 1-2 elektrondan yoksun olan diğer birçok element 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 gazını 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 izin verir ve işlem sırasında MnO2'nin kendisi değişmez.

Nitratların termal ayrışması için yöntemler de kullanılır:

bazı aktif metallerin peroksitlerinin yanı sıra, örneğin:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

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

Fiziksel özellikler.

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 NaO2 ve BaO2 gibi peroksitler oluşturur. Diğer elementler ve bileşikler yalnızca ayrışma ürünü O2 ile reaksiyona girer. Uygun koşullar altında soy gazlar ve Pt, Ag, Au metalleri dışındaki tüm elementler oksijenle reaksiyona girer. Bu metaller de oksitler oluştururlar, ancak özel koşullar altında.

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

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

Oksitlerin özellikleri hakkında birkaç genel sonuç çıkarılabilir:

1. Alkali metal oksitlerin erime sıcaklıkları, metalin atom yarıçapının artmasıyla azalır; Bu yüzden, T pl (Cs20) t pl (Na20). İyonik bağın baskın olduğu oksitler, 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 ametallerin 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 ametallerin 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 oksijeni serbest bırakır 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 stabilizasyonunu açıklar. Bu nedenle aktif bir metal (veya oksidi) suya etki ettiğinde O 2– değil OH– oluşur:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

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

Planı:

Keşif tarihi

İsmin kökeni

Doğada olmak

Fiş

Fiziksel özellikler

Kimyasal özellikler

Başvuru

10. İzotoplar

Oksijen

Oksijen- 16. grubun elemanı (eski sınıflandırmaya göre - grup VI'nın ana alt grubu), D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik sisteminin ikinci periyodu, atom numarası 8. O sembolüyle gösterilir (enlem. Oksijenyum) . Oksijen kimyasal olarak aktif bir metal olmayan elementtir ve kalkojenler grubunun en hafif elementidir. Basit madde oksijen(CAS numarası: 7782-44-7) normal şartlarda molekülü iki oksijen atomundan oluşan (formül O2) renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır ve bu nedenle dioksijen olarak da adlandırılır. mavi renktedir ve katı kristaller açık mavi renktedir.

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

Keşif tarihi

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

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

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

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

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

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

İsmin kökeni

Oksijen kelimesi (19. yüzyılın başında "asit çözeltisi" olarak da adlandırılır), Rus dilindeki görünümünü bir dereceye kadar diğer neolojizmlerle birlikte "asit" kelimesini tanıtan M.V. Lomonosov'a borçludur; Dolayısıyla, "oksijen" kelimesi, A. Lavoisier (eski Yunanca ὀξύς - "ekşi" ve γεννάω - "doğum yapmak") tarafından önerilen "oksijen" (Fransızca oxygène) teriminin bir kopyasıydı. orijinal anlamı ile ilgili olan "asit üreten" olarak çevrilir - daha önce modern uluslararası isimlendirmeye göre oksitler olarak adlandırılan maddeler anlamına gelen "asit".

Doğada olmak

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

Oksijen birçok organik maddenin bir parçasıdır ve tüm canlı hücrelerde bulunur. Canlı hücrelerdeki atom sayısına göre bu oran yaklaşık %25, kütle fraksiyonuna göre ise yaklaşık %65'tir.

Fiş

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

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

Potasyum permanganat KMnO 4 ısıtılarak az miktarda oksijen elde edilebilir:

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

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

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

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

Fiziksel özellikler

Dünya okyanuslarında çözünmüş O2 içeriği soğuk suda daha fazla, sıcak suda ise daha azdır.

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

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

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

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

O2 faz diyagramı

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

α-O2 - 23,65 K'nin altındaki sıcaklıklarda bulunur; parlak mavi kristaller monoklinik sisteme aittir, hücre parametreleri a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

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

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

Yüksek basınçlarda üç faz daha oluşur:

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

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

ζ-O n basıncı 96 GPa'dan fazla olan, karakteristik metalik parlaklığa sahip metalik bir durum, düşük sıcaklıklarda süper iletken bir duruma dönüşür.

Kimyasal özellikler

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

Maksimum oksidasyon durumundan daha düşük elementler içeren bileşikleri oksitler:

Çoğu organik bileşiği oksitler:

Belirli koşullar altında bir organik bileşiğin hafif oksidasyonunu gerçekleştirmek mümkündür:

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

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

Örneğin peroksitler, alkali metallerin oksijende yanmasıyla üretilir:

Bazı oksitler oksijeni emer:

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

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

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

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

Oksijen florürler

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

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

Belirli bir basınç ve sıcaklıkta bir flor ve oksijen karışımından bir akkor deşarjının geçirilmesiyle, daha yüksek oksijen florürleri O3F2, O4F2, O5F2 ve O6F2 karışımları elde edilir.

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

Oksijen solunum, yanma ve çürüme süreçlerini destekler.

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

Başvuru

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

İÇİNDEmetalurji

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

Metallerin kaynaklanması ve kesilmesi

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

İtici gaz

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

İÇİNDEilaç

Tıbbi oksijen, 1,2 ila 10,0 litre arasında çeşitli kapasitelerdeki mavi renkli yüksek basınçlı metal gaz tüplerinde (sıkıştırılmış veya sıvılaştırılmış gazlar için) 15 MPa'ya (150 atm) kadar basınç altında depolanır ve anestezi ekipmanlarındaki solunum gazı karışımlarını zenginleştirmek için kullanılır. Solunum bozukluklarında, bronşiyal astım krizini hafifletmek, herhangi bir kaynaktan gelen hipoksiyi ortadan kaldırmak, dekompresyon hastalığı için, gastrointestinal sistem patolojilerini oksijen kokteylleri şeklinde tedavi etmek için. Bireysel kullanım için, tüplerden gelen tıbbi oksijen, özel kauçuk kaplı kaplara - oksijen yastıklarına doldurulur. Çeşitli model ve modifikasyonlara sahip oksijen inhalatörleri, sahada veya hastane ortamında bir veya iki kazazedeye aynı anda oksijen veya oksijen-hava karışımı sağlamak için kullanılır. Oksijen inhalatörünün avantajı, verilen havanın nemini kullanan gaz karışımının yoğunlaştırıcı-nemlendiricisinin varlığıdır. Silindirde kalan oksijen miktarını litre cinsinden hesaplamak için, atmosfer cinsinden silindirdeki basınç (redüktörün basınç göstergesine göre) genellikle litre cinsinden silindir kapasitesi ile çarpılır. Örneğin 2 litre kapasiteli bir silindirde manometre 100 atm oksijen basıncını gösterir. Bu durumda oksijenin hacmi 100 × 2 = 200 litredir.

İÇİNDEgıda endüstrisi

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

İÇİNDEkimya endüstrisi

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

İÇİNDEtarım

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

Oksijenin biyolojik rolü

Bomba sığınağında acil oksijen kaynağı

Çoğu canlı (aerob) havadan oksijen solur. Oksijen tıpta yaygın olarak kullanılmaktadır. Kardiyovasküler hastalıklarda metabolik süreçleri iyileştirmek için mideye oksijen köpüğü (“oksijen kokteyli”) enjekte edilir. Trofik ülserler, fil hastalığı, kangren ve diğer ciddi hastalıklarda deri altı oksijen uygulaması kullanılır. Yapay ozon zenginleştirmesi, havayı dezenfekte etmek ve kokuyu gidermek ve içme suyunu arıtmak için kullanılır. Radyoaktif oksijen izotopu 15 O, kan akış hızını ve pulmoner ventilasyonu incelemek için kullanılır.

Zehirli oksijen türevleri

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

İzotoplar

Oksijenin üç kararlı izotopu vardır: 16 O, 17 O ve 18 O; ortalama içeriği Dünya'daki toplam oksijen atomu sayısının sırasıyla %99,759'u, %0,037'si ve %0,204'üdür. Bunların en hafifi olan 16 O'nun izotop karışımındaki keskin üstünlüğü, 16 O atomunun çekirdeğinin 8 proton ve 8 nötrondan (dolu nötron ve proton kabuklarına sahip çift sihirli çekirdek) oluşmasından kaynaklanmaktadır. Ve atom çekirdeğinin yapısı teorisinden de anlaşılacağı gibi bu tür çekirdekler özellikle kararlıdır.

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

TANIM

Oksijen- Periyodik Tablonun sekizinci elementi. Tanım - Latince “oksijenyum” kelimesinden O. İkinci periyotta yer alan VIA grubu. Metal olmayanları ifade eder. Nükleer yük 8'dir.

Oksijen yerkabuğunda en yaygın bulunan elementtir. Serbest halde atmosferik havada bulunur; suyun, minerallerin, kayaların ve bitki ve hayvan organizmalarının inşa edildiği tüm maddelerin bir parçasıdır. Yer kabuğundaki oksijenin kütle oranı yaklaşık %47'dir.

Basit haliyle oksijen renksiz, kokusuz bir gazdır. Havadan biraz daha ağırdır: Normal koşullar altında 1 litre oksijenin kütlesi 1,43 g, 1 litre havanın kütlesi ise 1,293 g'dır. Oksijen, küçük miktarlarda da olsa suda çözünür: 0 o C'de 100 hacim su, 4.9'u ve 20 o C - 3.1 hacim oksijeni çözer.

Oksijenin atomik ve moleküler kütlesi

TANIM

Bağıl atom kütlesi A r bir maddenin atomunun molar kütlesinin, bir karbon-12 atomunun (12 C) molar kütlesinin 1/12'sine bölünmesidir.

Atomik oksijenin bağıl atom kütlesi 15.999 amu'dur.

TANIM

Bağıl molekül ağırlığı M r bir molekülün molar kütlesinin, bir karbon-12 atomunun (12 C) molar kütlesinin 1/12'sine bölünmesidir.

Bu boyutsuz bir miktardır. Oksijen molekülünün diatomik - O2 olduğu bilinmektedir. Bir oksijen molekülünün bağıl moleküler kütlesi şuna eşit olacaktır:

Mr(O2) = 15,999 × 2 ≈32.

Oksijenin allotropisi ve allotropik modifikasyonları

Oksijen iki allotropik modifikasyon formunda mevcut olabilir - oksijen O2 ve ozon O3 (oksijenin fiziksel özellikleri yukarıda açıklanmıştır).

Normal şartlarda ozon bir gazdır. Güçlü soğutma ile oksijenden ayrılabilir; ozon yoğunlaşarak (-111,9 o C) sıcaklıkta kaynayan mavi bir sıvıya dönüşür.

Ozonun sudaki çözünürlüğü oksijenden çok daha fazladır: 0 o C'de 100 hacim su, 49 hacim ozonu çözer.

Oksijenden ozonun oluşumu aşağıdaki denklemle ifade edilebilir:

3O2 = 2O3 - 285 kJ.

Oksijen izotopları

Doğada oksijenin 16 O (%99,76), 17 O (%0,04) ve 18 O (%0,2) olmak üzere üç izotop halinde bulunabileceği bilinmektedir. Kütle sayıları sırasıyla 16, 17 ve 18'dir. Oksijen izotopu 16 O'nun bir atomunun çekirdeği sekiz proton ve sekiz nötron içerir ve izotoplar 17 O ve 18 O, aynı sayıda proton, sırasıyla dokuz ve on nötron içerir.

Kütle sayıları 12'den 24'e kadar olan on iki radyoaktif oksijen izotopu vardır; bunların en kararlı izotopu 120 saniyelik yarı ömre sahip 15 O'dur.

Oksijen iyonları

Oksijen atomunun dış enerji seviyesinde değerlik elektronları olan altı elektron bulunur:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Oksijen atomunun yapısı aşağıda gösterilmiştir:

Kimyasal etkileşimin bir sonucu olarak oksijen değerlik elektronlarını kaybedebilir; onların donörü olabilir ve pozitif yüklü iyonlara dönüşebilir veya başka bir atomdan elektron kabul edebilir. onların alıcısı olun ve negatif yüklü iyonlara dönüşün:

O 0 +2e → O 2-;

Ç 0 -1e → Ç 1+ .

Oksijen molekülü ve atom

Oksijen molekülü iki atomdan oluşur - O2. Oksijen atomunu ve molekülünü karakterize eden bazı özellikler şunlardır:

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

Yer kabuğunun %50'si oksijendir. Element ayrıca minerallerde tuzlar ve oksitler halinde bulunur. Bileşime bağlı formda oksijen dahil edilir (elementin yüzdesi yaklaşık% 89'dur). Oksijen ayrıca tüm canlı organizmaların ve bitkilerin hücrelerinde de bulunur. Oksijen havada serbest halde O₂ formunda bulunur ve allotropik modifikasyonu ozon O₃ formundadır ve bileşiminin beşte birini kaplar,

Oksijenin fiziksel ve kimyasal özellikleri

Oksijen O₂ renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır. Suda az çözünür, (-183) °C sıcaklıkta kaynar. Sıvı haldeki oksijen mavidir; katı haldeki element mavi kristaller oluşturur. Oksijen (-218,7) °C sıcaklıkta erir.

Oksijen ısıtıldığında çeşitli basit maddelerle (metaller ve metal olmayanlar) reaksiyona girerek oksitlerin (oksijenli element bileşikleri) oluşmasına neden olur. Kimyasal elementlerin oksijenle etkileşimine oksidasyon reaksiyonu denir. Reaksiyon denklemlerine örnekler:

4Na + О₂= 2Na₂O

S + O₂ = SO₂.

Bazı karmaşık maddeler ayrıca oksijenle etkileşime girerek oksitler oluşturur:

CH₄ + 2O₂= CO₂ + 2H₂O

2СО + О₂ = 2СО₂

Kimyasal bir element olarak oksijen laboratuvarlarda ve endüstriyel tesislerde elde edilir. laboratuvarda birkaç yol vardır:

• ayrışma (potasyum klorat);
• maddeyi katalizör olarak manganez oksit varlığında ısıtırken hidrojen peroksitin ayrışması;
• potasyum permanganatın ayrışması.

Oksijen yanmasının kimyasal reaksiyonu

Saf oksijen, havadaki oksijenin sahip olmadığı özel özelliklere sahip değildir, yani aynı kimyasal ve fiziksel özelliklere sahiptir. Havada aynı hacimdeki saf oksijenden 5 kat daha az oksijen bulunur. Havada oksijen, kendi kendini yakmayan ve yanmayı desteklemeyen bir gaz olan büyük miktarda nitrojenle karışır. Bu nedenle, alevin yakınında havadaki oksijen zaten tüketilmişse, oksijenin bir sonraki kısmı nitrojen ve yanma ürünleri yoluyla yolunu bulacaktır. Sonuç olarak, atmosferdeki oksijenin daha enerjik yanması, yanma bölgesine daha hızlı oksijen sağlanmasıyla açıklanmaktadır. Reaksiyon sırasında oksijenin yanan maddeyle birleşmesi işlemi daha enerjik bir şekilde gerçekleştirilir ve daha fazla ısı açığa çıkar. Birim zamanda yanan maddeye ne kadar çok oksijen verilirse, alev o kadar parlak yanar, sıcaklık o kadar yüksek olur ve yanma süreci o kadar güçlü olur.

Oksijenin yanma reaksiyonu nasıl gerçekleşir? Bu deneysel olarak doğrulanabilir. Silindiri alıp ters çevirmeniz, ardından silindirin altına hidrojen dolu bir tüp yerleştirmeniz gerekiyor. Havadan hafif olan hidrojen silindiri tamamen dolduracaktır. Hidrojeni silindirin açık kısmının yakınında tutuşturmak ve içine oksijen gazının aktığı alevden bir cam tüp yerleştirmek gerekir. Hidrojen dolu silindirin içinde alev sessizce yanarken tüpün ucunda bir yangın çıkacak. Reaksiyon sırasında yanan oksijen değil, tüpten çıkan az miktarda oksijen varlığında hidrojendir.

Hidrojenin yanması sonucu ne oluşur ve hangi oksit oluşur? Hidrojen suya oksitlenir. Yoğunlaşmış su buharı damlacıkları yavaş yavaş silindirin duvarlarında biriktirilir. İki hidrojen molekülünün oksidasyonu bir oksijen molekülünü alır ve iki su molekülü oluşur. Reaksiyon denklemi:

2Н₂ + O₂ → 2Н₂O

Oksijen tüpten yavaşça akarsa hidrojen atmosferinde tamamen yanar ve deney sakin bir şekilde devam eder.

Oksijen kaynağı, tamamen yanacak zamanı kalmayacak kadar arttığında, bir kısmı, hidrojen ve oksijen karışımı ceplerinin oluştuğu alevin ötesine geçer ve patlamalara benzer bireysel küçük parlamalar ortaya çıkar. Oksijen ve hidrojen karışımı patlayıcı bir gazdır.

Patlayıcı gaz ateşlendiğinde güçlü bir patlama meydana gelir: Oksijen hidrojenle birleştiğinde su oluşur ve yüksek sıcaklık gelişir. Çevreleyen gazlarla birlikte su buharı büyük ölçüde genişleyerek, yalnızca kırılgan bir silindirin değil, aynı zamanda daha dayanıklı bir kabın da kırılabileceği yüksek basınç oluşturur. Bu nedenle patlayıcı bir karışımla son derece dikkatli çalışmak gerekir.

Yanma sırasında oksijen tüketimi

Deney için 3 litre hacimli bir cam kristalizatörün 2/3'ü su ile doldurulmalı ve bir çorba kaşığı kostik soda veya kostik potasyum ilave edilmelidir. Suyu fenolftalein veya başka bir uygun boyayla renklendirin. Kumu küçük bir şişeye dökün ve ucuna pamuk yünü iliştirilmiş bir teli dikey olarak içine yerleştirin. Şişe, suyla birlikte bir kristalleştiriciye yerleştirilir. Pamuk yünü çözeltinin yüzeyinin 10 cm üzerinde kalır.

Pamuklu yünü alkol, yağ, heksan veya diğer yanıcı sıvılarla hafifçe nemlendirin ve ateşe verin. Yanan pamuğu 3 litrelik bir şişeyle dikkatlice kapatın ve kül suyu çözeltisinin yüzeyinin altına indirin. Yanma işlemi sırasında oksijen suya geçer ve. Reaksiyon sonucunda şişedeki alkali çözelti yükselir. Pamuk yünü yakında tükenecek. Şişe kristalizatörün tabanına dikkatlice yerleştirilmelidir. Teorik olarak, hava %20,9 oksijen içerdiğinden şişenin 1/5'i dolu olmalıdır. Yanma sırasında oksijen, alkali tarafından emilen suya ve karbondioksit CO₂'ye dönüşür. Reaksiyon denklemi:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

Uygulamada oksijenin tamamı tükenmeden yanma duracaktır; oksijenin bir kısmı alkali tarafından emilmeyen karbon monoksite dönüşür ve havanın bir kısmı termal genleşme sonucu şişeden ayrılır.

Dikkat! Bu deneyleri kendiniz tekrarlamaya çalışmayın!

Boğazdaki yumru oksijen. Stres durumunda glottisin genişlediği tespit edildi. Larinksin ortasında bulunur ve 2 kas kıvrımıyla sınırlıdır.

Yakındaki dokulara baskı uygulayarak boğazda bir yumru hissi yaratırlar. Aralığın genişlemesi artan oksijen tüketiminin bir sonucudur. Stresle baş etmeye yardımcı olur. Yani boğazdaki kötü şöhretli yumruya oksijen denilebilir.

Tablonun 8. elemanı form olarak tanıdıktır. Ama aynı zamanda sıvı da olabilir oksijen. Öğe Bu durumda manyetiktir. Ancak asıl bölümde oksijenin özelliklerinden ve ondan elde edilebilecek avantajlardan bahsedeceğiz.

Oksijenin özellikleri

Manyetik özellikleri nedeniyle oksijen güçlü olanlar kullanılarak hareket ettirilir. Bir elementin olağan durumundan bahsedersek, kendisi özellikle elektronları hareket ettirebilir.

Aslında solunum sistemi bir maddenin redoks potansiyeli üzerine kurulmuştur. İçindeki oksijen son alıcı yani alıcı ajandır.

Enzimler donör görevi görür. Oksijenle oksitlenen maddeler dış ortama salınır. Bu karbondioksittir. Saatte 5 ila 18 litre arası üretim yapar.

50 gram daha su çıkıyor. Bu nedenle bol miktarda sıvı içmek doktorların makul bir önerisidir. Ayrıca yaklaşık 400 madde solunumun yan ürünüdür. Bunların arasında aseton da var. Diyabet gibi birçok hastalıkta salgısı artar.

Solunum süreci, oksijenin olağan modifikasyonunu (O2) içerir. Bu iki atomlu bir moleküldür. 2 adet eşlenmemiş elektronu vardır. Her ikisi de antibağ yörüngelerindedir.

Bağlayıcılardan daha fazla enerji yüküne sahiptirler. Bu nedenle oksijen molekülü kolayca atomlara ayrışır. Ayrışma enerjisi mol başına neredeyse 500 kilojoule ulaşır.

Doğal koşullarda oksijen – gaz neredeyse inert moleküllerle. Güçlü bir atomlararası bağa sahiptirler. Oksidasyon süreçleri zar zor fark edilir şekilde gerçekleşir. Reaksiyonları hızlandırmak için katalizörlere ihtiyaç vardır. Vücutta bunlar enzimlerdir. Zincirleme süreci başlatan radikallerin oluşumunu tetiklerler.

Sıcaklık, oksijenle kimyasal reaksiyonlar için bir katalizör olabilir. 8. element hafif ısınmaya bile tepki verir. Isı hidrojen, metan ve diğer yanıcı gazlarla reaksiyona girer.

Etkileşimler patlamalarla meydana gelir. İnsanlık tarihindeki ilk hava gemilerinden birinin patlaması boşuna değil. Hidrojenle doluydu. Uçağa Hindenburg adı verildi ve 1937'de düştü.

Isıtma, oksijenin soy gazlar (argon, neon ve helyum) dışında periyodik tablonun tüm elementleriyle bağ oluşturmasını sağlar. Bu arada helyum, hava gemilerini doldurmanın yerini aldı.

Gaz reaksiyona girmez ancak pahalıdır. Ancak makalenin kahramanına dönelim. Oksijen kimyasal bir elementtir, zaten oda sıcaklığında olan metallerle etkileşime girer.

Bazı karmaşık bileşiklerle temas için de yeterlidir. İkincisi nitrojen oksitleri içerir. Ancak basit nitrojenle kimyasal element oksijen yalnızca 1200 santigrat derecede tepki verir.

Makalenin kahramanının metal olmayanlarla reaksiyonları için en az 60 santigrat dereceye kadar ısıtma gereklidir. Bu, örneğin fosforla temas için yeterlidir. Makalenin kahramanı zaten 250 derecede kükürt ile etkileşime giriyor. Bu arada kükürt de dahil oksijen alt grup elementleri. Periyodik tablonun 6. grubunun ana üyesidir.

Oksijen karbonla 700-800 santigrat derecede etkileşime girer. Bu, grafitin oksidasyonunu ifade eder. Bu mineral, karbonun kristal formlarından biridir.

Bu arada oksidasyon, herhangi bir reaksiyonda oksijenin rolüdür. Çoğu ışık ve ısının açığa çıkmasıyla oluşur. Basitçe söylemek gerekirse, maddelerin etkileşimi yanmaya yol açar.

Oksijenin biyolojik aktivitesi sudaki çözünürlüğünden kaynaklanmaktadır. Oda sıcaklığında 8. maddenin 3 mililitresi ayrışır. Hesaplama 100 mililitre suya dayanmaktadır.

Element, etanol ve asetonda yüksek seviyeler gösterir. İçlerinde 22 gram oksijen çözünür. Maksimum ayrışma, örneğin perflorobutitetrahidrofuran gibi flor içeren sıvılarda gözlenir. 100 mililitrede neredeyse 50 gram 8. element çözülür.

Çözünmüş oksijenden bahsetmişken izotoplarından da bahsedelim. Atmosfer numarası 160'tır. Havada %99,7'si var. %0,3'ü 170 ve 180 izotoplarıdır. Molekülleri daha ağırdır.

Su onlarla temas ettiğinde neredeyse buhar haline dönüşmez. Yani 8. elementin yalnızca 160. modifikasyonu havaya yükseliyor. Ağır izotoplar denizlerde ve okyanuslarda kalır.

İlginç bir şekilde, gaz ve sıvı hallerinin yanı sıra oksijen de katı olabilir. Sıvı versiyonu gibi sıfırın altındaki sıcaklıklarda oluşur. Sulu oksijen -182 derece, kaya oksijeni ise minimum -223 derece gerektirir.

İkinci sıcaklık kübik kristal kafes üretir. -229 ila -249 santigrat derece arasında oksijenin kristal yapısı zaten altıgendir. Diğer modifikasyonlar da yapay olarak elde edilmiştir. Ancak daha düşük sıcaklıklara ek olarak artan basınç gerektirirler.

Normal bir durumda oksijen elementlere aittir 2 atomlu, renksiz ve kokusuzdur. Ancak makalenin kahramanının 3 atomlu bir çeşidi var. Bu ozon.

Belirgin derecede taze bir aromaya sahiptir. Hoş ama zehirli. Sıradan oksijenden farkı aynı zamanda molekül kütlesinin büyük olmasıdır. Yıldırım deşarjı sırasında atomlar bir araya gelir.

Bu nedenle yağmur sonrası ozon kokusu hissedilir. Aroma 10-30 kilometre gibi yüksek rakımlarda da hissediliyor. Orada ozon oluşumu ultraviyole radyasyonla tetiklenir. Oksijen atomları güneşten gelen radyasyonu yakalayarak büyük moleküller halinde birleşir. Bu aslında insanlığı radyasyondan koruyor.

Oksijen üretimi

Sanayiciler makalenin kahramanını yoktan çıkarıyorlar. Su buharı, karbon monoksit ve tozdan arındırılır. Daha sonra hava sıvılaştırılır. Temizlendikten sonra geriye sadece nitrojen ve oksijen kalır. Birincisi -192 derecede buharlaşır.

Oksijen kalır. Ancak Rus bilim adamları zaten sıvılaştırılmış bir elementin deposunu keşfettiler. Dünyanın mantosunda bulunur. Aynı zamanda jeosfer olarak da adlandırılır. Katman, gezegenin katı kabuğunun altında ve çekirdeğinin üzerinde bulunur.

Oraya yükle oksijen elementi işareti Lazer basın yardımcı oldu. Kendisiyle DESY senkrotron merkezinde çalıştık. Almanya'da bulunmaktadır. Araştırma Alman bilim insanları ile ortaklaşa yürütüldü. Birlikte, sözde mani tabakasındaki oksijen içeriğinin atmosferdekinden 8-10 kat daha yüksek olduğunu hesapladılar.

Derin oksijen nehirlerini hesaplama uygulamasını açıklığa kavuşturalım. Fizikçiler demir oksitle çalıştı. Bilim adamları onu sıkarak ve ısıtarak daha önce bilinmeyen yeni metal oksitler elde ettiler.

Bin derecelik sıcaklıklara ve atmosfer basıncının 670.000 katı basınca gelindiğinde Fe 25 O 32 bileşiği elde edildi. Jeosferin orta katmanlarının koşulları anlatılmaktadır.

Oksit dönüşümünün reaksiyonu küresel bir oksijen salınımıyla meydana gelir. Bunun gezegenin içinde de gerçekleştiği varsayılmalıdır. Demir manto için tipik bir elementtir.

Elementin oksijenle birleşimi aynı zamanda tipik. Alışılmadık bir versiyon, atmosferik gazın milyonlarca yıl boyunca yeraltından sızıp yüzeyinde birikmesidir.

Açıkça söylemek gerekirse bilim insanları, bitkilerin oksijen üretimindeki baskın rolünü sorguladılar. Yeşiller gazın yalnızca bir kısmını sağlayabilir. Bu durumda sadece bitki örtüsünün yok olmasından değil, aynı zamanda gezegenin çekirdeğinin soğumasından da korkmanız gerekiyor.

Manto sıcaklığındaki bir azalma oluşum sürecini engelleyebilir oksijen. Kütle fraksiyonu atmosferdeki varlığı da azalacak ve aynı zamanda gezegendeki yaşam da azalacak.

Maniden oksijenin nasıl çıkarılacağı sorusu buna değmez. Yeryüzünde 7.000-8.000 kilometreden fazla derinliğe kadar sondaj yapılması mümkün değildir. Tek yapmamız gereken, makalenin kahramanı yüzeye çıkıp onu atmosferden çıkarana kadar beklemek.

Oksijen uygulaması

Oksijenin endüstride aktif kullanımı, turbo genişleticilerin icadıyla başladı. Geçen yüzyılın ortasında ortaya çıktılar. Cihazlar havayı sıvılaştırıp ayrıştırıyor. Aslında bunlar üretim tesisleri oksijen.

Hangi elementlerden oluşur? makalenin kahramanının “sosyal çevresi”? Öncelikle bunlar metallerdir. Bu doğrudan etkileşimle ilgili değil, elementlerin erimesiyle ilgili. Yakıtın mümkün olduğunca verimli yakılması için brülörlere oksijen eklenir.

Sonuç olarak metaller daha hızlı yumuşar ve alaşımlara karışır. Örneğin, çelik üretiminin konveksiyon yöntemi oksijen olmadan yapamaz. Sıradan hava ateşleme açısından etkisizdir. Metal kesme, silindirlerde sıvılaştırılmış gaz olmadan yapamaz.

Kimyasal element olarak oksijen keşfedildi ve çiftçiler. Sıvılaştırılmış formda madde, hayvanlar için kokteyllerde bulunur. Aktif olarak kilo alıyorlar. Oksijen ile hayvan kütlesi arasındaki bağlantı, Dünya'nın gelişiminin Karbonifer döneminde izlenebilmektedir.

Dönem, sıcak bir iklim, bol miktarda bitki ve dolayısıyla 8. gazla işaretlenmiştir. Sonuç olarak, 3 metre uzunluğundaki çıyanlar gezegenin etrafında süründü. Böcek fosilleri bulundu. Bu plan aynı zamanda modern zamanlarda da çalışmaktadır. Hayvana normal oksijen kısmına sürekli bir takviye verin; biyolojik kütlede bir artış elde edeceksiniz.

Doktorlar astım krizlerini hafifletmek, yani durdurmak için silindirlere oksijen depolarlar. Hipoksiyi ortadan kaldırmak için gaza da ihtiyaç vardır. Buna oksijen açlığı denir. 8. element ayrıca gastrointestinal sistem rahatsızlıklarına da yardımcı olur.

Bu durumda oksijen kokteylleri ilaç haline geliyor. Diğer durumlarda madde hastalara kauçuk yastıklar içinde veya özel tüpler ve maskeler aracılığıyla veriliyor.

Kimya endüstrisinde makalenin kahramanı bir oksitleyici maddedir. 8. elementin katılabileceği reaksiyonlar daha önce tartışılmıştı. Oksijenin özellikleriÖrneğin roket biliminde olumlu olarak değerlendiriliyor.

Makalenin kahramanı gemi yakıtının oksitleyicisi olarak seçildi. En güçlü oksitleyici karışım, 8. elementin her iki modifikasyonunun birleşimidir. Yani roket yakıtı sıradan oksijen ve ozonla etkileşime girer.

Oksijen fiyatı

Makalenin kahramanı silindirlerde satılıyor. Onlar sağlarlar eleman bağlantısı. Oksijen ile 5, 10, 20, 40, 50 litrelik tüpleri satın alabilirsiniz. Genel olarak kap hacimleri arasındaki standart adım 5-10 litredir. Örneğin 40 litrelik versiyonun fiyat aralığı 3.000 ila 8.500 ruble arasındadır.

Yüksek fiyat etiketlerinin yanında kural olarak GOST'a uygunluğun bir göstergesi vardır. Numarası “949-73”. Silindirlerin bütçe maliyetinin yer aldığı reklamlarda GOST'un nadiren belirtilmesi endişe vericidir.

Oksijenin silindirlerde taşınması

Felsefi açıdan oksijen paha biçilemezdir. Element yaşamın temelidir. Demir, oksijeni insan vücudunun her yerine taşır. Bir grup elemente hemoglobin denir. Eksikliği anemidir.

Hastalığın ciddi sonuçları var. Bunlardan ilki bağışıklığın azalmasıdır. İlginçtir ki bazı hayvanlarda kandaki oksijen demir tarafından taşınmaz. Örneğin at nalı yengeçlerinde bakır, organlara 8. elementi iletir.