Oxigenul este cel mai abundent element chimic de pe planetă. Fracția sa de masă în scoarța terestră este de 47,3%, fracția sa de volum în atmosferă este de 20,95%, iar fracția sa de masă în organismele vii este de aproximativ 65%. Ce este acest gaz și ce proprietăți fizice și chimice are oxigenul?

Oxigen: informații generale

Oxigenul este un nemetal care în condiții normale nu are culoare, gust sau miros.

Orez. 1. Formula oxigenului.

În aproape toți compușii, cu excepția compușilor cu fluor și peroxizi, prezintă o valență II constantă și o stare de oxidare de -2. Atomul de oxigen nu are stări excitate, deoarece nu există orbitali liberi la al doilea nivel exterior. Ca substanță simplă, oxigenul există sub forma a două modificări alotropice - oxigenul gazos O 2 și ozonul O 3.

în anumite condiții, oxigenul poate fi în stare lichidă sau solidă. ele, spre deosebire de gaze, au o culoare: lichid - albastru deschis, iar oxigenul solid are o nuanță albastru deschis.

Orez. 2. Oxigen solid.

Oxigenul în industrie se obține prin lichefierea aerului, urmată de separarea azotului datorită evaporării acestuia (există o diferență de puncte de fierbere: -183 grade pentru oxigenul lichid și -196 grade pentru azotul lichid).

Proprietățile chimice ale interacțiunii oxigenului

Oxigenul este un nemetal activ. Oxigenul este capabil să reacționeze cu toate elementele, cu excepția neonului, heliului și argonului. de obicei reacţiile acestui gaz cu alte substanţe sunt exoterme. Procesul de oxidare, care are loc cu eliberarea simultană de energie sub formă de căldură și lumină, se numește ardere. Este foarte important să folosiți compuși organici, în special alcani, ca combustibil, deoarece o cantitate mare de căldură este eliberată în timpul reacției de ardere cu radicali liberi:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + 880 kJ.

Cu nemetale, oxigenul reacţionează de obicei când este încălzit, formând un oxid. Deci, reacția cu azotul începe numai la temperaturi peste 1200 de grade sau la o descărcare electrică:

Oxigenul reacționează și cu metalele:

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4 (ca urmare a reacției, se formează un compus - oxid de fier)

În natură, există un agent oxidant și mai puternic decât oxigenul, acesta este ozonul. Este capabil să oxideze aurul și platina. În condiții naturale, ozonul se formează din oxigenul atmosferic în timpul descărcărilor fulgerelor, iar în laborator - prin trecerea unei descărcări electrice prin oxigen: 3O 2 \u003d 2O 3 - 285 kJ (reacție endotermă)

Orez. 3. Ozon.

Cel mai important compus al oxigenului este apa. Aproximativ 71% din suprafața pământului este ocupată de o înveliș de apă. Moleculele de apă din colț sunt polare, fiecare dintre ele formează patru legături de hidrogen: două ca donor de protoni și două ca acceptor de protoni. Se formează asociații (H 2 O) x, unde x variază de la 2 la 5. Vaporii de apă conțin (H 2 O) 2 dimeri, iar în faze condensate, o moleculă de apă poate fi într-un mediu tetraedric de alte patru molecule. dacă moleculele de apă nu ar fi asociate, atunci punctul său de fierbere nu ar fi de 100 de grade, ci de aproximativ 80 de grade .. Evaluări totale primite: 104.

Ministerul Educației și Științei al Federației Ruse

"OXIGEN"

Efectuat:

Verificat:

Caracteristicile generale ale oxigenului.

OXIGEN (lat. Oxigeniu), O (a se citi „o”), un element chimic cu număr atomic 8, masă atomică 15,9994. În tabelul periodic al elementelor lui Mendeleev, oxigenul este situat în a doua perioadă în grupa VIA.

Oxigenul natural este format dintr-un amestec de trei nuclizi stabili cu numere de masă 16 (domină în amestec, este de 99,759% din masă), 17 (0,037%) și 18 (0,204%). Raza atomului neutru de oxigen este de 0,066 nm. Configurația stratului de electroni exterior al atomului de oxigen neutru neexcitat este 2s2р4. Energiile de ionizare secvențială a atomului de oxigen sunt 13,61819 și 35,118 eV, afinitatea electronilor este de 1,467 eV. Raza ionului O 2 este la numere de coordonare diferite de la 0,121 nm (numărul de coordonare 2) la 0,128 nm (numărul de coordonare 8). În compuși, prezintă o stare de oxidare de -2 (valență II) și, mai rar, -1 (valență I). Conform scalei Pauling, electronegativitatea oxigenului este de 3,5 (locul doi între nemetale după fluor).

În forma sa liberă, oxigenul este un gaz incolor, inodor și fără gust.

Caracteristici ale structurii moleculei de O 2: oxigenul atmosferic este format din molecule diatomice. Distanța interatomică în molecula de O 2 este de 0,12074 nm. Oxigenul molecular (gazos și lichid) este o substanță paramagnetică, fiecare moleculă de O 2 având 2 electroni nepereche. Acest fapt poate fi explicat prin faptul că fiecare dintre cei doi orbitali antilegători din moleculă conține un electron nepereche.

Energia de disociere a moleculei de O 2 în atomi este destul de mare și se ridică la 493,57 kJ/mol.

Proprietati fizice si chimice

Proprietăți fizice și chimice: în formă liberă apare sub forma a două modificări ale O 2 (oxigen „obișnuit”) și O 3 (ozon). O 2 este un gaz incolor și inodor. În condiții normale, densitatea oxigenului gazos este de 1,42897 kg/m 3 . Punctul de fierbere al oxigenului lichid (lichidul este albastru) este -182,9°C. La temperaturi de la –218,7°C la –229,4°C există oxigen solid cu rețea cubică (-modificare), la temperaturi de la –229,4°C la –249,3°C - o modificare cu rețea hexagonală și la temperaturi sub -249,3 ° C - cubic - modificare. S-au obținut și alte modificări ale oxigenului solid la presiune ridicată și temperaturi scăzute.

La 20°C, solubilitatea gazului O 2 este: 3,1 ml la 100 ml apă, 22 ml la 100 ml etanol, 23,1 ml la 100 ml acetonă. Există lichide organice care conțin fluor (de exemplu, perfluorbutiltetrahidrofuran) în care solubilitatea oxigenului este mult mai mare.

Forța mare a legăturii chimice dintre atomii din molecula de O2 duce la faptul că la temperatura camerei oxigenul gazos este mai degrabă inactiv din punct de vedere chimic. În natură, intră încet în transformări în timpul proceselor de degradare. În plus, oxigenul la temperatura camerei este capabil să reacționeze cu hemoglobina din sânge (mai precis, cu fierul hem II), care asigură transferul oxigenului din sistemul respirator către alte organe.

Oxigenul interacționează cu multe substanțe fără încălzire, de exemplu, cu metale alcaline și alcalino-pământoase (oxizi corespunzători precum Li 2 O, CaO etc., peroxizi precum Na 2 O2, BaO 2 etc. și superoxizi precum KO 2, se formează RbO 2). etc.), determină formarea ruginii pe suprafaţa produselor din oţel. Fara incalzire, oxigenul reactioneaza cu fosforul alb, cu unele aldehide si alte substante organice.

Când este încălzit, chiar și puțin, activitatea chimică a oxigenului crește dramatic. La aprindere, reacţionează cu o explozie cu hidrogen, metan, alte gaze combustibile, cu un număr mare de substanţe simple şi complexe. Se știe că atunci când sunt încălzite într-o atmosferă de oxigen sau în aer, multe substanțe simple și complexe ard și se formează diverși oxizi, de exemplu:

S + O 2 \u003d SO 2; C + O 2 \u003d CO 2

4Fe + 3O 2 \u003d 2Fe 2 O 3; 2Cu + O 2 \u003d 2CuO

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H20; 2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2

Dacă un amestec de oxigen și hidrogen este depozitat într-un vas de sticlă la temperatura camerei, atunci reacția exotermă de formare a apei.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + 571 kJ

procedează extrem de încet; prin calcul, primele picături de apă ar trebui să apară în vas peste aproximativ un milion de ani. Dar atunci când platina sau paladiul (care joacă rolul unui catalizator) sunt introduse într-un vas cu un amestec din aceste gaze, precum și atunci când sunt aprinse, reacția continuă cu o explozie.

Oxigenul reacţionează cu azotul N2 fie la temperatură ridicată (aproximativ 1500-2000°C), fie prin trecerea unei descărcări electrice printr-un amestec de azot şi oxigen. În aceste condiții, oxidul nitric (II) se formează reversibil:

N 2 + O 2 \u003d 2NO

NO rezultatul reacţionează apoi cu oxigenul pentru a forma un gaz maro (dioxid de azot):

2NO + O 2 = 2NO2

Din nemetale, oxigenul nu interacționează sub nicio formă direct cu halogenii, din metale - cu metale nobile - argint, aur, platină etc.

Compușii binari ai oxigenului, în care starea de oxidare a atomilor de oxigen este -2, se numesc oxizi (fostul nume este oxizi). Exemple de oxizi: monoxid de carbon (IV) CO 2, oxid de sulf (VI) SO 3, oxid de cupru (I) Cu 2 O, oxid de aluminiu Al 2 O 3, oxid de mangan (VII) Mn 2 O 7.

Oxigenul formează, de asemenea, compuși în care starea sa de oxidare este -1. Acestea sunt peroxizi (denumirea veche este peroxizi), de exemplu, peroxid de hidrogen H 2 O 2, peroxid de bariu BaO 2, peroxid de sodiu Na 2 O 2 și altele. Acești compuși conțin o grupare peroxid - O - O -. Cu metale alcaline active, de exemplu, cu potasiu, oxigenul poate forma și superoxizi, de exemplu, KO2 (superoxid de potasiu), Rb02 (superoxid de rubidiu). În superoxizi, starea de oxidare a oxigenului este –1/2. Se poate observa că formulele de superoxid sunt adesea scrise ca K 2 O 4 , Rb 2 O 4 etc.

Cu cel mai activ fluor nemetalic, oxigenul formează compuși în stări pozitive de oxidare. Deci, în compusul O 2 F 2, starea de oxidare a oxigenului este +1, iar în compusul O 2 F - +2. Acești compuși nu aparțin oxizilor, ci fluorurilor. Fluorurile de oxigen pot fi sintetizate numai indirect, de exemplu, acţionând cu fluor F2 asupra soluţiilor apoase diluate de KOH.

Istoria descoperirilor

Istoria descoperirii oxigenului, precum azotul, este legată de studiul aerului atmosferic care a durat câteva secole. Faptul că aerul nu este omogen în natură, dar include părți, dintre care una susține arderea și respirația, iar cealaltă nu, a fost cunoscut încă din secolul al VIII-lea de alchimistul chinez Mao Hoa, iar mai târziu în Europa de Leonardo da Vinci. . În 1665, naturalistul englez R. Hooke a scris că aerul este format dintr-un gaz conținut în salpetru, precum și dintr-un gaz inactiv, care formează cea mai mare parte a aerului. Faptul că aerul conține un element care susține viața era cunoscut de mulți chimiști în secolul al XVIII-lea. Farmacistul și chimistul suedez Karl Scheele a început să studieze compoziția aerului în 1768. Timp de trei ani, a descompus salitrul (KNO 3 , NaNO 3) și alte substanțe prin încălzire și a primit „aer de foc” care a susținut respirația și arderea. Dar Scheele a publicat rezultatele experimentelor sale abia în 1777 în cartea „Tratat de chimie despre aer și foc”. În 1774, preotul și naturalistul englez J. Priestley a obținut un gaz de susținere a arderii prin încălzirea „mercurului ars” (oxid de mercur HgO). În timp ce se afla la Paris, Priestley, care nu știa că gazul primit face parte din aer, a raportat descoperirea sa lui A. Lavoisier și altor oameni de știință. Până atunci, a fost descoperit și azotul. În 1775, Lavoisier a ajuns la concluzia că aerul obișnuit este format din două gaze - un gaz necesar pentru respirație și susținerea arderii și un gaz de „natura opusă” - azot. Lavoisier a numit gazul care susține arderea oxigen - „acizi care formează” (din grecescul oxys - acru și gennao - dau naștere; de ​​unde și numele rusesc „oxigen”), deoarece atunci credea că toți acizii conțin oxigen. Se știe de mult timp că acizii pot fi atât oxigenați, cât și anoxici, dar denumirea dată elementului de Lavoisier a rămas neschimbată. Timp de aproape un secol și jumătate, 1/16 din masa unui atom de oxigen a servit ca unitate de comparare a maselor diverșilor atomi între ele și a fost folosită în caracterizarea numerică a maselor atomilor diferitelor elemente (așadar. -numita scara de oxigen a maselor atomice).

Apariție în natură: oxigenul este cel mai comun element de pe Pământ, ponderea sa (ca parte a diverșilor compuși, în principal silicați), reprezintă aproximativ 47,4% din masa scoarței terestre solide. Apele maritime și dulci conțin o cantitate imensă de oxigen legat - 88,8% (în masă), în atmosferă conținutul de oxigen liber este de 20,95% (în volum). Elementul oxigen face parte din peste 1500 de compuși ai scoarței terestre.

Chitanță:

În prezent, oxigenul în industrie se obține prin separarea aerului la temperaturi scăzute. În primul rând, aerul este comprimat de compresor, în timp ce aerul este încălzit. Gazul comprimat este lăsat să se răcească la temperatura camerei și apoi lăsat să se extindă liber. Pe măsură ce gazul se extinde, temperatura scade brusc. Aerul răcit, a cărui temperatură este cu câteva zeci de grade mai mică decât temperatura ambiantă, este supus din nou compresiei la 10-15 MPa. Apoi căldura eliberată este din nou îndepărtată. După mai multe cicluri de „compresie-expansiune” temperatura scade sub punctul de fierbere atât al oxigenului, cât și al azotului. Se formează aer lichid, care este apoi supus distilarii (distilării). Punctul de fierbere al oxigenului (-182,9°C) este cu peste 10 grade mai mare decât punctul de fierbere al azotului (-195,8°C). Prin urmare, azotul se evaporă mai întâi din lichid, iar oxigenul se acumulează în rest. Datorită distilării lente (fracționate), este posibil să se obțină oxigen pur, în care conținutul de impurități de azot este mai mic de 0,1 procente în volum.

proprietăți fizice.În condiții normale, oxigenul este un gaz incolor și inodor, ușor solubil în apă (5 volume de oxigen se dizolvă în 1 volum de apă la 0 grade C și 3 volume de oxigen la 20 grade C). În alți solvenți, solubilitatea sa este, de asemenea, neglijabilă.

La presiunea atmosferică, oxigenul se lichefiază la -183 de grade. C și se întărește la -219 grade. C. În stare lichidă și solidă, oxigenul este de culoare albastră și are proprietăți magnetice.

Proprietăți chimice. Oxigenul este un nemetal activ. În toți compușii, cu excepția compușilor cu fluor și peroxizi, are o stare de oxidare de -2, (în compușii cu fluor, oxigenul prezintă o stare de oxidare de +2, iar în compușii cu peroxizi, starea sa de oxidare este -1 sau chiar o număr fracționar.Acest lucru se datorează faptului că în peroxizi, 2 sau mai mulți atomi de oxigen sunt legați unul de celălalt).

Oxigenul interacționează cu toate metalele, cu excepția metalelor de aur și platină (cu excepția osmiului), formând oxizi:

2 Mg + O2 = 2 MgO (oxid de magneziu);

4 Al + 3 O 2 \u003d 2 Al 2 O 3 (oxid de aluminiu).

Un număr de metale, pe lângă oxizii bazici, formează oxizi amfoteri (ZnO, Cr 2 O 3, Al 2 O 3 etc.) și chiar acizi (CrO 3 , Mn 2 O 7 etc.).

De asemenea, interacționează cu toate, cu excepția halogenilor, nemetalelor, formând oxizi acizi sau care nu formează sare (indiferenți):

S + O 2 \u003d SO 2 (oxid de sulf (IV));

4 P + 5 O 2 \u003d 2 P 2 O 5 (oxid de fosfor (V));

N 2 + O 2 \u003d 2 NO (oxid nitric (II)).

Oxizii metalelor de aur și platină se obțin prin descompunerea acestora (hidroxizi și compuși oxigenați ai halogenilor - prin deshidratarea atentă a acizilor lor care conțin oxigen).

În oxigen și în aer, multe substanțe anorganice și organice se oxidează ușor (ard sau mocnesc). Din substanțele anorganice, cu excepția metalelor și nemetalelor, toți compușii metalelor cu nemetale reacționează cu oxigenul, cu excepția clorurilor și bromurilor:

CaH 2 + O 2 \u003d CaO + H 2 O;

2 ZnS + 3 O 2 \u003d 2 ZnO + 2 SO 2;

Mg 3 P 2 + 4 O 2 \u003d Mg 3 (PO 4) 2;

Ca 2 Si + 2 O 2 \u003d Ca 2 SiO 4;

4 KI + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 KOH + I 2.

Dintre compușii organici, aproape totul interacționează cu oxigenul, cu excepția hidrocarburilor complet fluorurate (freoni), precum și a derivaților de clor și brom cu un conținut ridicat de clor sau brom (cloroform, tetraclorura de carbon, policloretani și derivați brom similari):

C 3 H 8 + 5 O 2 \u003d 3 CO 2 + 4 H 2 O;

2C2H5OH + O2 \u003d 2CH3CHO + 2H2O;

2 CH 3 CHO + O 2 \u003d 2 CH 3 COOH;

C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 \u003d 6 CO 2 + 6 H 2 O;

2 C 6 H 6 + 15 O 2 \u003d 12 CO 2 + 6 H 2 O.

În stare atomică, oxigenul este mai activ decât în ​​stare moleculară. Această proprietate este utilizată pentru albirea diferitelor materiale (substanțele organice colorante sunt mai ușor distruse). În stare moleculară, oxigenul poate exista sub formă de oxigen (O 2) și ozon (O 3), adică se caracterizează prin fenomenul de alotropie.

Plan:

Istoria descoperirilor

Originea numelui

Fiind în natură

chitanta

Proprietăți fizice

Proprietăți chimice

Aplicație

10. Izotopi

Oxigen

Oxigen- un element din grupa a 16-a (conform clasificării învechite - subgrupa principală a grupei VI), a doua perioadă a sistemului periodic de elemente chimice a lui D. I. Mendeleev, cu număr atomic 8. Este desemnat prin simbolul O (lat . Oxigeniu). Oxigenul este un nemetal reactiv și este cel mai ușor element al grupului de calcogen. substanță simplă oxigen(număr CAS: 7782-44-7) în condiții normale - un gaz incolor, insipid și inodor, a cărui moleculă este formată din doi atomi de oxigen (formula O 2), în legătură cu care se mai numește și dioxigen.Oxigenul lichid are un albastru deschis, iar solidul este cristale albastru deschis.

Există și alte forme alotropice de oxigen, de exemplu, ozonul (număr CAS: 10028-15-6) - în condiții normale, un gaz albastru cu un miros specific, a cărui moleculă este formată din trei atomi de oxigen (formula O 3).

Istoria descoperirilor

Se crede oficial că oxigenul a fost descoperit de chimistul englez Joseph Priestley la 1 august 1774 prin descompunerea oxidului de mercur într-un vas închis ermetic (Priestley a direcționat razele solare către acest compus folosind o lentilă puternică).

Cu toate acestea, Priestley nu și-a dat seama inițial că a descoperit o nouă substanță simplă, el a crezut că a izolat una dintre părțile constitutive ale aerului (și a numit acest gaz „aer deflogistic”). Priestley a raportat descoperirea sa remarcabilului chimist francez Antoine Lavoisier. În 1775, A. Lavoisier a stabilit că oxigenul este parte integrantă a aerului, acizilor și se găsește în multe substanțe.

Cu câțiva ani mai devreme (în 1771), chimistul suedez Carl Scheele obținuse oxigen. El a calcinat salitrul cu acid sulfuric și apoi a descompus oxidul de azot rezultat. Scheele a numit acest gaz „aer de foc” și a descris descoperirea sa într-o carte publicată în 1777 (tocmai pentru că cartea a fost publicată mai târziu decât Priestley și-a anunțat descoperirea, acesta din urmă fiind considerat descoperitorul oxigenului). Scheele a raportat și lui Lavoisier experiența sa.

O etapă importantă care a contribuit la descoperirea oxigenului a fost lucrarea chimistului francez Pierre Bayen, care a publicat lucrări despre oxidarea mercurului și descompunerea ulterioară a oxidului acestuia.

În cele din urmă, A. Lavoisier și-a dat seama în cele din urmă natura gazului rezultat, folosind informații de la Priestley și Scheele. Opera sa a avut o mare importanță, deoarece datorită ei, teoria flogistului care domina la acea vreme și împiedica dezvoltarea chimiei a fost răsturnată. Lavoisier a efectuat un experiment privind arderea diferitelor substanțe și a infirmat teoria flogistului publicând rezultatele privind greutatea elementelor arse. Greutatea cenușii a depășit greutatea inițială a elementului, ceea ce i-a dat lui Lavoisier dreptul de a afirma că în timpul arderii are loc o reacție chimică (oxidare) a substanței, în legătură cu aceasta, masa substanței inițiale crește, ceea ce infirmă teoria flogistului.

Astfel, meritul pentru descoperirea oxigenului este de fapt împărțit de Priestley, Scheele și Lavoisier.

Originea numelui

Cuvântul oxigen (la începutul secolului al XIX-lea se mai numea „acid”), apariția lui în limba rusă se datorează într-o oarecare măsură lui M.V.Lomonosov, care a introdus, alături de alte neologisme, cuvântul „acid”; astfel, cuvântul „oxigen”, la rândul său, a fost o hârtie de calc al termenului „oxigen” (franceză oxygène), propus de A. Lavoisier (din altă greacă ὀξύς - „acru” și γεννάω - „eu nasc”), care se traduce prin „acid generator”, care este asociat cu semnificația sa originală - „acid”, care anterior însemna substanțe numite oxizi conform nomenclaturii internaționale moderne.

Fiind în natură

Oxigenul este cel mai comun element de pe Pământ; ponderea sa (ca parte a diverșilor compuși, în principal silicați) reprezintă aproximativ 47,4% din masa scoarței terestre solide. Apele maritime și dulci conțin o cantitate imensă de oxigen legat - 88,8% (în masă), în atmosferă conținutul de oxigen liber este de 20,95% în volum și 23,12% în masă. Peste 1500 de compuși ai scoarței terestre conțin oxigen în compoziția lor.

Oxigenul este un constituent al multor substanțe organice și este prezent în toate celulele vii. În ceea ce privește numărul de atomi din celulele vii, acesta este de aproximativ 25%, în ceea ce privește fracția de masă - aproximativ 65%.

chitanta

În prezent, în industrie, oxigenul se obține din aer. Principala metodă industrială de obținere a oxigenului este distilarea criogenică. Instalațiile de oxigen bazate pe tehnologia membranei sunt, de asemenea, bine cunoscute și utilizate cu succes în industrie.

În laboratoare se folosește oxigenul industrial, furnizat în butelii de oțel la o presiune de aproximativ 15 MPa.

Cantități mici de oxigen pot fi obținute prin încălzirea permanganatului de potasiu KMnO 4:

De asemenea, se utilizează reacția de descompunere catalitică a peroxidului de hidrogen H 2 O 2 în prezența oxidului de mangan (IV):

Oxigenul poate fi obținut prin descompunerea catalitică a cloratului de potasiu (sare bertolet) KClO 3:

Metodele de laborator pentru producerea oxigenului includ metoda de electroliză a soluțiilor apoase de alcalii, precum și descompunerea oxidului de mercur (II) (la t = 100 ° C):

Pe submarine, se obține de obicei prin reacția peroxidului de sodiu și a dioxidului de carbon expirat de o persoană:

Proprietăți fizice

În oceane, conținutul de O 2 dizolvat este mai mare în apa rece și mai puțin în apa caldă.

În condiții normale, oxigenul este un gaz incolor, insipid și inodor.

1 litru are o masă de 1,429 g. Este puțin mai greu decât aerul. Puțin solubil în apă (4,9 ml/100 g la 0°C, 2,09 ml/100 g la 50°C) și alcool (2,78 ml/100 g la 25°C). Se dizolvă bine în argint topit (22 volume de O 2 în 1 volum de Ag la 961 ° C). Distanța interatomică - 0,12074 nm. Este paramagnetic.

Când oxigenul gazos este încălzit, are loc disocierea lui reversibilă în atomi: la 2000 °C - 0,03%, la 2600 °C - 1%, 4000 °C - 59%, 6000 °C - 99,5%.

Oxigenul lichid (punct de fierbere -182,98 °C) este un lichid albastru pal.

Diagrama de fază O 2

Oxigen solid (punct de topire −218,35°C) - cristale albastre. Sunt cunoscute șase faze cristaline, dintre care trei există la o presiune de 1 atm.:

α-O 2 - există la temperaturi sub 23,65 K; cristalele albastre strălucitoare aparțin sistemului monoclinic, parametrii celulei a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; p=132,53°.

β-O 2 - există în intervalul de temperatură de la 23,65 la 43,65 K; cristalele albastru pal (cu creșterea presiunii, culoarea se transformă în roz) au o rețea romboedrică, parametri celulari a=4,21 Å, α=46,25°.

γ-O 2 - există la temperaturi de la 43,65 la 54,21 K; cristalele de culoare albastru pal au simetrie cubică, perioada rețelei a=6,83 Å.

Încă trei faze se formează la presiuni mari:

intervalul de temperatură 5-O2 20-240 K şi presiune 6-8 GPa, cristale portocalii;

presiune ε-O 4 de la 10 la 96 GPa, culoarea cristalului de la roșu închis la negru, sistem monoclinic;

ζ-O n presiune mai mare de 96 GPa, stare metalică cu un luciu metalic caracteristic, la temperaturi scăzute trece în stare supraconductoare.

Proprietăți chimice

Un agent oxidant puternic, interacționează cu aproape toate elementele, formând oxizi. Starea de oxidare este −2. De regulă, reacția de oxidare are loc cu eliberarea de căldură și accelerează odată cu creșterea temperaturii (vezi Combustie). Un exemplu de reacții care au loc la temperatura camerei:

Oxidează compușii care conțin elemente cu o stare de oxidare non-maximum:

Oxidează majoritatea compușilor organici:

În anumite condiții, este posibil să se efectueze o oxidare ușoară a unui compus organic:

Oxigenul reacționează direct (în condiții normale, când este încălzit și/sau în prezența catalizatorilor) cu toate substanțele simple, cu excepția Au și a gazelor inerte (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reacțiile cu halogeni apar sub influența unei descărcări electrice sau a radiațiilor ultraviolete. S-au obținut indirect oxizi de aur și gaze grele inerte (Xe, Rn). În toți compușii cu două elemente de oxigen cu alte elemente, oxigenul joacă rolul unui agent oxidant, cu excepția compușilor cu fluor.

Oxigenul formează peroxizi cu starea de oxidare a atomului de oxigen formal egală cu -1.

De exemplu, peroxizii sunt obținuți prin arderea metalelor alcaline în oxigen:

Unii oxizi absorb oxigenul:

Conform teoriei arderii dezvoltate de A. N. Bach și K. O. Engler, oxidarea are loc în două etape cu formarea unui compus intermediar de peroxid. Acest compus intermediar poate fi izolat, de exemplu, atunci când o flacără de hidrogen arzând este răcită cu gheață, împreună cu apă, se formează peroxid de hidrogen:

În superoxizi, oxigenul are în mod formal o stare de oxidare de -½, adică un electron la doi atomi de oxigen (ionul O - 2). Obținut prin interacțiunea peroxizilor cu oxigenul la presiune și temperatură ridicate:

Potasiul K, rubidiu Rb și cesiu Cs reacționează cu oxigenul pentru a forma superoxizi:

În ionul dioxigenil O 2 +, oxigenul are în mod formal o stare de oxidare de +½. Obțineți prin reacție:

Fluoruri de oxigen

Difluorura de oxigen, OF 2 starea de oxidare a oxigenului +2, se obține prin trecerea fluorului printr-o soluție alcalină:

Monofluorura de oxigen (Dioxidifluorura), O 2 F 2 , este instabilă, starea de oxidare a oxigenului este +1. Obținut dintr-un amestec de fluor și oxigen într-o descărcare strălucitoare la o temperatură de -196 ° C:

Trecând o descărcare strălucitoare printr-un amestec de fluor cu oxigen la o anumită presiune și temperatură, se obțin amestecuri de fluoruri de oxigen superioare O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 și O 6 F 2.

Calculele mecanicii cuantice prezic existenta stabila a ionului OF 3 + trifluorohidroxoniu. Dacă acest ion există cu adevărat, atunci starea de oxidare a oxigenului din el va fi +4.

Oxigenul susține procesele de respirație, ardere și degradare.

În forma sa liberă, elementul există în două modificări alotropice: O 2 și O 3 (ozon). După cum a stabilit în 1899 de Pierre Curie și Maria Sklodowska-Curie, sub influența radiațiilor ionizante, O 2 se transformă în O 3.

Aplicație

Utilizarea industrială pe scară largă a oxigenului a început la mijlocul secolului al XX-lea, după inventarea turboexpansoarelor - dispozitive pentru lichefierea și separarea aerului lichid.

LAmetalurgie

Metoda convertor de producție a oțelului sau prelucrarea matei este asociată cu utilizarea oxigenului. În multe unități metalurgice, pentru arderea mai eficientă a combustibilului, în arzătoare se folosește un amestec de oxigen-aer în locul aerului.

Sudarea si taierea metalelor

Oxigenul din cilindri albastri este utilizat pe scară largă pentru tăierea cu flacără și sudarea metalelor.

Combustibil pentru racheta

Oxigenul lichid, peroxidul de hidrogen, acidul azotic și alți compuși bogați în oxigen sunt utilizați ca agent de oxidare pentru combustibilul pentru rachete. Un amestec de oxigen lichid și ozon lichid este unul dintre cei mai puternici oxidanți de combustibil pentru rachete (impulsul specific al unui amestec de hidrogen-ozon depășește impulsul specific pentru o pereche hidrogen-fluor și hidrogen-fluorura de oxigen).

LAmedicament

Oxigenul medical este stocat în butelii de gaz metalice albastre de înaltă presiune (pentru gaze comprimate sau lichefiate) cu capacități variate de la 1,2 până la 10,0 litri sub presiune până la 15 MPa (150 atm) și este utilizat pentru îmbogățirea amestecurilor de gaze respiratorii din echipamentele de anestezie, cu insuficiență respiratorie, pentru ameliorarea unui atac de astm bronșic, eliminarea hipoxiei de orice origine, cu boala de decompresie, pentru tratamentul patologiei tractului gastrointestinal sub formă de cocktailuri de oxigen. Pentru uz individual, oxigenul medical din butelii este umplut cu recipiente cauciucate speciale - perne de oxigen. Pentru a furniza oxigen sau un amestec oxigen-aer simultan uneia sau două victime pe teren sau într-un spital, se folosesc inhalatoare de oxigen de diferite modele și modificări. Avantajul unui inhalator de oxigen este prezența unui condensator-umidificator al amestecului de gaze, care utilizează umiditatea aerului expirat. Pentru a calcula cantitatea de oxigen rămasă în cilindru în litri, presiunea din butelie în atmosfere (conform manometrului reductorului) este de obicei înmulțită cu capacitatea cilindrului în litri. De exemplu, într-un cilindru cu o capacitate de 2 litri, manometrul indică o presiune a oxigenului de 100 atm. Volumul de oxigen în acest caz este 100 × 2 = 200 litri.

LAIndustria alimentară

În industria alimentară, oxigenul este înregistrat ca aditiv alimentar E948, ca propulsor și gaz de ambalare.

LAindustria chimica

În industria chimică, oxigenul este folosit ca agent oxidant în numeroase sinteze, de exemplu, oxidarea hidrocarburilor în compuși care conțin oxigen (alcooli, aldehide, acizi), amoniacul la oxizi de azot în producerea acidului azotic. Datorită temperaturilor ridicate dezvoltate în timpul oxidării, acestea din urmă sunt adesea efectuate în modul de ardere.

LAagricultură

În sere, pentru fabricarea cocktail-urilor cu oxigen, pentru creșterea în greutate la animale, pentru îmbogățirea mediului acvatic cu oxigen în piscicultură.

Rolul biologic al oxigenului

Furnizare de urgență cu oxigen într-un adăpost anti-bombă

Majoritatea viețuitoarelor (aerobii) respiră oxigen din aer. Oxigenul este utilizat pe scară largă în medicină. În bolile cardiovasculare, pentru a îmbunătăți procesele metabolice, în stomac este introdusă spumă de oxigen („cocktail de oxigen”). Administrarea subcutanată de oxigen este utilizată pentru ulcerele trofice, elefantiaza, gangrena și alte boli grave. Îmbogățirea artificială cu ozon este utilizată pentru dezinfectarea și dezodorizarea aerului și purificarea apei de băut. Izotopul radioactiv al oxigenului 15 O este folosit pentru a studia viteza fluxului sanguin, ventilația pulmonară.

Derivați toxici ai oxigenului

Unii derivați de oxigen (așa-numitele specii reactive de oxigen), cum ar fi oxigenul singlet, peroxidul de hidrogen, superoxidul, ozonul și radicalul hidroxil, sunt produse foarte toxice. Ele se formează în procesul de activare sau de reducere parțială a oxigenului. Superoxidul (radical superoxid), peroxidul de hidrogen și radicalul hidroxil se pot forma în celulele și țesuturile corpului uman și animal și provoacă stres oxidativ.

izotopi

Oxigenul are trei izotopi stabili: 16 O, 17 O și 18 O, al căror conținut mediu este de 99,759%, 0,037% și respectiv 0,204% din numărul total de atomi de oxigen de pe Pământ. Predominanța accentuată a celor mai ușoare dintre ele, 16 O, în amestecul de izotopi se datorează faptului că nucleul atomului de 16 O este format din 8 protoni și 8 neutroni (nucleu magic dublu cu învelișuri de neutroni și protoni umplute). Și astfel de nuclee, după cum reiese din teoria structurii nucleului atomic, au o stabilitate deosebită.

Sunt cunoscuți și izotopi de oxigen radioactiv cu numere de masă de la 12 O până la 24 O. Toți izotopii de oxigen radioactiv au un timp de înjumătățire scurt, cel mai lung dintre ei fiind de 15 O cu un timp de înjumătățire de ~120 s. Cel mai scurt izotop de 12 O are un timp de înjumătățire de 5,8·10 -22 s.

Atomii de oxigen pot forma două tipuri de molecule: O 2 - oxigen și O 3 - ozon.

Fenomenul de existență a mai multor substanțe simple formate din atomi ai unui element chimic se numește alotropie. Și substanțele simple formate dintr-un element se numesc modificări alotropice.

Prin urmare, ozonul și oxigenul sunt modificări alotrope ale elementului Oxigen.

Proprietăți	Oxigen	Ozon
Formula compusă	O2	O 3
Aspect în condiții normale	Gaz	Gaz
Culoare	Oxigenul este incolor în vapori. Lichid - albastru pal și solid - albastru	Vaporii de ozon sunt de culoare albastru deschis. Lichid - albastru, și solid este un cristale violet închis
Miros și gust	Inodor si fara gust	Miros înțepător caracteristic (în concentrații mici conferă aerului un miros de prospețime)
Temperatură de topire	219 °С	192 °С
Temperatura de fierbere	183 °С	112 °С
Densitatea la n. y.	1,43 g/l	2,14 g/l
Solubilitate	4 volume de oxigen în 100 de volume de apă	45 de volume de ozon în 100 de volume de apă
Proprietăți magnetice	Oxigenul lichid și solid sunt substanțe paramagnetice, adică. sunt atrași într-un câmp magnetic	Are proprietăți diamagnetice, adică nu interacționează cu un câmp magnetic
Rolul biologic	Necesar pentru respirația plantelor și animalelor (amestecat cu azot sau un gaz inert). Inhalarea de oxigen pur duce la otrăvire severă	În atmosferă, formează așa-numitul strat de ozon, care protejează biosfera de efectele nocive ale radiațiilor ultraviolete. Otrăvitoare

Proprietățile chimice ale oxigenului și ozonului

Interacțiunea oxigenului cu metalele

Oxigenul molecular este un agent oxidant destul de puternic. Oxidează aproape toate metalele (cu excepția aurului și a platinei). Multe metale se oxidează lent în aer, dar într-o atmosferă de oxigen pur se ard foarte repede și se formează un oxid:

Cu toate acestea, unele metale în timpul arderii nu formează oxizi, ci peroxizi (în astfel de compuși, starea de oxidare a oxigenului este -1) sau superoxid (starea de oxidare a atomului de oxigen este fracționată). Exemple de astfel de metale sunt bariu, sodiu și potasiu:

Interacțiunea oxigenului cu nemetale

Oxigenul prezintă o stare de oxidare de -2 în compușii care se formează cu toate nemetalele, cu excepția fluorului, heliului, neonului și argonului. Când sunt încălzite, moleculele de oxigen interacționează direct cu toate nemetalele, cu excepția halogenilor și a gazelor inerte. Într-o atmosferă de oxigen, fosforul se aprinde spontan și alte nemetale:

Când oxigenul interacționează cu fluorul, se formează fluorura de oxigen și nu oxidul de fluor, deoarece atomul de fluor are o electronegativitate mai mare decât atomul de oxigen. Fluorura de oxigen este un gaz galben pal. Este folosit ca un foarte puternicun agent de oxidare și un agent fluorescent. În acest compus, starea de oxidare a oxigenului este +2.

În exces de fluor, se poate forma difluorura de dioxigen, în care starea de oxidare a oxigenului este +1. În structură, o astfel de moleculă este similară cu molecula de peroxid de hidrogen.

Utilizarea oxigenului și a ozonului. Sens strat de ozon

Oxigenul este folosit de toate ființele vii aerobe pentru respirație. În timpul fotosintezei, plantele eliberează oxigen și iau dioxid de carbon.

Oxigenul molecular este folosit pentru așa-numita intensificare, adică accelerarea proceselor oxidative din industria metalurgică. Oxigenul este, de asemenea, folosit pentru a produce o flacără cu o temperatură ridicată. Când acetilena (C 2 H 2) arde în oxigen, temperatura flăcării atinge 3500 °C. În medicină, oxigenul este folosit pentru a facilita respirația pacienților. Este, de asemenea, utilizat în aparatele de respirație pentru oamenii care lucrează în atmosfere greu de respirat. Oxigenul lichid este folosit ca oxidant pentru combustibilul pentru rachete.

Ozonul este folosit în practica de laborator ca agent oxidant foarte puternic. În industrie, este folosit pentru dezinfectarea apei, deoarece are un efect oxidant puternic, care distruge diferite microorganisme.

Peroxizii de metale alcaline, superoxizii și ozonidele sunt utilizați pentru regenerarea oxigenului în nave spațiale și submarine.O astfel de aplicație se bazează pe reacția acestor substanțe cu dioxidul de carbon CO 2:

În natură, ozonul se găsește în straturile înalte ale atmosferei la o altitudine de aproximativ 20-25 km, în așa-numitul strat de ozon, care protejează Pământul de radiațiile solare dure. O scădere a concentrației de ozon în stratosferă cu cel puțin 1 poate duce la consecințe grave, cum ar fi creșterea numărului de cancere de piele la oameni și animale, o creștere a numărului de boli asociate cu suprimarea sistemului imunitar uman. , o încetinire a creșterii plantelor terestre, o scădere a ritmului de creștere a fitoplanctonului etc.

Fără Viața stratului de ozon pe planetă ar fi imposibilă. Între timp, poluarea atmosferică din diferite emisii industriale duce la distrugerea stratului de ozon. Cele mai periculoase substanțe pentru ozon sunt freonii (sunt folosiți ca agenți frigorifici în frigidere, precum și umpluturi pentru cutiile de deodorant) și deșeurile de combustibil pentru rachete.

Comunitatea mondială este foarte îngrijorată de formarea unei găuri în stratul de ozon la polii planetei noastre, în legătură cu care în 1987 a fost adoptat „Protocolul de la Montreal privind substanțele care epuizează stratul de ozon”, care limita utilizarea substanțelor. dăunătoare stratului de ozon.

Proprietățile fizice ale substanțelor formate de elementul Sulf

Atomii de sulf, precum și atomii de oxigen, pot forma diverse modificări alotropice ( S∞ ; S12; S8; S6; S2 alte). La temperatura camerei, sulful este sub formăα -sulf (sau sulf rombic), care este cristale galbene fragile, inodore, insolubile în apă. La temperaturi peste +96 °C există o tranziție lentăα-sulf la β -sulf (sau sulf monoclinic), care este aproape plăci albe. Dacă sulful topit este turnat în apă, are loc suprarăcirea sulfului lichid și se formează sulf plastic, asemănător cauciucului galben-maroniu, care ulterior se transformă din nou în sulf-a. Sulful fierbe la o temperatură egală cu +445 ° C, formând vapori maro închis.

Toate modificările de sulf nu se dizolvă în apă, ci se dizolvă bine în disulfură de carbon(CS2) și alți solvenți nepolari.

Aplicarea sulfului

Produsul principal al industriei sulfului este acidul sulfat. Producția sa reprezintă aproximativ 60% din sulful care este extras. În industria gumei, sulful este folosit pentru a transforma cauciucul în cauciuc de înaltă calitate, adică pentru a vulcaniza cauciucul. Sulful este o componentă esențială a oricăror amestecuri pirotehnice. De exemplu, capetele de chibrituri conțin aproximativ 5%, iar în împrăștierea de pe cutie - aproximativ 20% sulf în greutate. În agricultură, sulful este folosit pentru combaterea dăunătorilor din podgorii. În medicină, sulful este folosit la fabricarea diferitelor unguente pentru tratamentul bolilor de piele.