Το οξυγόνο χρησιμοποιείται σε χημικές αντιδράσεις. Χημικές και φυσικές ιδιότητες, εφαρμογή και παραγωγή οξυγόνου

Διάλεξη «Οξυγόνο – ένα χημικό στοιχείο και μια απλή ουσία »

Περίγραμμα διάλεξης:

1. Το οξυγόνο είναι ένα χημικό στοιχείο:

γ) Η επικράτηση ενός χημικού στοιχείου στη φύση

2. Το οξυγόνο είναι μια απλή ουσία

α) Λήψη οξυγόνου

β) Χημικές ιδιότητες του οξυγόνου

γ) Ο κύκλος του οξυγόνου στη φύση

δ) Χρήση οξυγόνου

«Dum spiro spero «(Όσο αναπνέω, ελπίζω...), λέει ο Λατίνος

Η αναπνοή είναι συνώνυμη με τη ζωή και η πηγή της ζωής στη Γη είναι το οξυγόνο.

Τονίζοντας τη σημασία του οξυγόνου για τις γήινες διαδικασίες, ο Jacob Berzelius είπε: «Το οξυγόνο είναι η ουσία γύρω από την οποία περιστρέφεται η γήινη χημεία».

Το υλικό αυτής της διάλεξης συνοψίζει γνώσεις που έχουν αποκτηθεί στο παρελθόν σχετικά με το θέμα «Οξυγόνο».

1. Το οξυγόνο είναι ένα χημικό στοιχείο

α) Χαρακτηριστικά του χημικού στοιχείου – οξυγόνου ανάλογα με τη θέση του στο PSCE

Οξυγόνο - στοιχείο κύρια υποομάδαέκτος όμιλος, δεύτερη περίοδος περιοδικός πίνακαςχημικά στοιχεία του D. I. Mendeleev, με ατομικό ατομικό αριθμό 8. Υποδεικνύεται από το σύμβολο Ο(λατ.Οξυγόνο). Σχετικός ατομική μάζατο χημικό στοιχείο οξυγόνο είναι ίσο με 16, δηλ. Ar(O)=16.

β) Δυνατότητες σθένους του ατόμου οξυγόνου

Στις ενώσεις, το οξυγόνο είναι συνήθως δισθενές (σε οξείδια), σθένος VI δεν υπάρχει σε ελεύθερη μορφή εμφανίζεται με τη μορφή δύο απλές ουσίες: O 2 («συνηθισμένο» οξυγόνο) και O 3 (όζον). Το O 2 είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο με σχετικό μοριακό βάρος = 32. Το O 3 είναι ένα άχρωμο αέριο με έντονη οσμή, με σχετικό μοριακό βάρος = 48.

Προσοχή! H2O2( υπεροξείδιο του υδρογόνου) - O (σθένος II)

CO (μονοξείδιο του άνθρακα) – O (σθένος III)

γ) Η επικράτηση του χημικού στοιχείου οξυγόνο στη φύση

Το οξυγόνο είναι το πιο κοινό στοιχείο στη Γη. Marine και γλυκά νεράπεριέχουν τεράστια ποσότητα δεσμευμένου οξυγόνου - 85,5% (κατά μάζα), στην ατμόσφαιρα η περιεκτικότητα σε ελεύθερο οξυγόνο είναι 21% κατ' όγκο και 23% κατά μάζα. Περισσότερες από 1.500 ενώσεις στον φλοιό της γης περιέχουν οξυγόνο.

Το οξυγόνο είναι μέρος πολλών οργανικών ουσιών και υπάρχει σε όλα τα ζωντανά κύτταρα. Όσον αφορά τον αριθμό των ατόμων στα ζωντανά κύτταρα, είναι περίπου 20%, και όσον αφορά το κλάσμα μάζας - περίπου 65%.

2. Το οξυγόνο είναι μια απλή ουσία

α) Λήψη οξυγόνου

Λήφθηκε στο εργαστήριο

1) Αποσύνθεση υπερμαγγανικού καλίου (υπερμαγγανικό κάλιο):

2KMnO 4 t˚C =K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2

2) Αποσύνθεση υπεροξειδίου του υδρογόνου:

2H 2 O 2 MnO2 = 2H 2 O + O 2

3) Αποσύνθεση του αλατιού Berthollet:

2KClO 3 t˚C, MnO2 = 2KCl + 3O 2

Απόδειξη στη βιομηχανία

1) Ηλεκτρόλυση νερού

2 Η 2 Ο ελ. ρεύμα =2 H 2 + O 2

2) Από τον αέρα

Πίεση αέρα, -183˚ C = O 2 (μπλε υγρό)

Επί του παρόντος, στη βιομηχανία, το οξυγόνο λαμβάνεται από τον αέρα. Στα εργαστήρια, μικρές ποσότητες οξυγόνου μπορούν να ληφθούν με θέρμανση υπερμαγγανικού καλίου (υπερμαγγανικό κάλιο) KMnO 4 . Το οξυγόνο είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό και είναι βαρύτερο από τον αέρα, επομένως μπορεί να ληφθεί με δύο τρόπους:

Περιεχόμενα του άρθρου

ΟΞΥΓΟΝΟ, O (οξυγόνο), ένα χημικό στοιχείο της υποομάδας VIA του περιοδικού πίνακα στοιχείων: O, S, Se, Te, Po - μέλος της οικογένειας των χαλκογόνων. Αυτό είναι το πιο κοινό στοιχείο στη φύση το περιεχόμενό του στην ατμόσφαιρα της Γης είναι 21% (όγκος). φλοιό της γηςμε τη μορφή συνδέσεων περίπου. 50% (κ.β.) και στην υδρόσφαιρα 88,8% (β.β.).

Το οξυγόνο είναι απαραίτητο για την ύπαρξη ζωής στη γη: τα ζώα και τα φυτά καταναλώνουν οξυγόνο κατά την αναπνοή και τα φυτά απελευθερώνουν οξυγόνο μέσω της φωτοσύνθεσης. Η ζωντανή ύλη περιέχει δεσμευμένο οξυγόνο όχι μόνο στα σωματικά υγρά (στα αιμοσφαίρια κ.λπ.), αλλά και σε υδατάνθρακες (ζάχαρη, κυτταρίνη, άμυλο, γλυκογόνο), λίπη και πρωτεΐνες. Άργιλοι, πετρώματα που αποτελούνται από πυριτικά άλατα και άλλα που περιέχουν οξυγόνο ανόργανες ενώσεις, όπως οξείδια, υδροξείδια, ανθρακικά, θειικά και νιτρικά άλατα.

Ιστορικές πληροφορίες.

Οι πρώτες πληροφορίες για το οξυγόνο έγιναν γνωστές στην Ευρώπη από κινεζικά χειρόγραφα του 8ου αιώνα. Στις αρχές του 16ου αι. Ο Λεονάρντο ντα Βίντσι δημοσίευσε δεδομένα σχετικά με τη χημεία του οξυγόνου, χωρίς να γνωρίζει ακόμη ότι το οξυγόνο ήταν στοιχείο. Οι αντιδράσεις προσθήκης οξυγόνου περιγράφονται στο επιστημονικές εργασίες S. Geils (1731) και P. Bayen (1774). Ιδιαίτερη προσοχή αξίζει η έρευνα του K. Scheele το 1771–1773 σχετικά με την αλληλεπίδραση μετάλλων και φωσφόρου με το οξυγόνο. Ο J. Priestley ανέφερε την ανακάλυψη του οξυγόνου ως στοιχείου το 1774, λίγους μήνες μετά την αναφορά του Bayen για τις αντιδράσεις με τον αέρα. Το όνομα oxygenium («οξυγόνο») δόθηκε σε αυτό το στοιχείο λίγο μετά την ανακάλυψή του από τον Priestley και προέρχεται από Ελληνικές λέξεις, που σημαίνει «οξέος»· αυτό οφείλεται στην εσφαλμένη αντίληψη ότι το οξυγόνο υπάρχει σε όλα τα οξέα. Η εξήγηση όμως του ρόλου του οξυγόνου στις διαδικασίες της αναπνοής και της καύσης ανήκει στον A. Lavoisier (1777).

Η δομή του ατόμου.

Οποιοδήποτε φυσικό άτομο οξυγόνου περιέχει 8 πρωτόνια στον πυρήνα, αλλά ο αριθμός των νετρονίων μπορεί να είναι 8, 9 ή 10. Το πιο κοινό από τα τρία ισότοπα οξυγόνου (99,76%) είναι το 16 8 O (8 πρωτόνια και 8 νετρόνια) . Η περιεκτικότητα ενός άλλου ισοτόπου, 18 8 O (8 πρωτόνια και 10 νετρόνια), είναι μόνο 0,2%. Αυτό το ισότοπο χρησιμοποιείται ως ετικέτα ή για την αναγνώριση ορισμένων μορίων, καθώς και για τη διεξαγωγή βιοχημικών και ιατροχημικών μελετών (μέθοδος για τη μελέτη μη ραδιενεργών ιχνών). Το τρίτο μη ραδιενεργό ισότοπο του οξυγόνου 17 8 O (0,04%) περιέχει 9 νετρόνια και έχει μαζικός αριθμός 17. Αφού η μάζα του ισοτόπου άνθρακα 12 6 C υιοθετήθηκε από τη Διεθνή Επιτροπή ως η τυπική ατομική μάζα το 1961, η σταθμισμένη μέση ατομική μάζα οξυγόνου έγινε ίση με 15,9994. Μέχρι το 1961, οι χημικοί θεωρούσαν την τυπική μονάδα ατομικής μάζας ως την ατομική μάζα του οξυγόνου, που υποτίθεται ότι είναι 16.000 για ένα μείγμα τριών φυσικών ισοτόπων οξυγόνου. Οι φυσικοί έλαβαν τον μαζικό αριθμό του ισοτόπου οξυγόνου 16 8 O ως την τυπική μονάδα ατομικής μάζας, έτσι στη φυσική κλίμακα η μέση ατομική μάζα οξυγόνου ήταν 16,0044.

Ένα άτομο οξυγόνου έχει 8 ηλεκτρόνια, με 2 ηλεκτρόνια στο εσωτερικό επίπεδο και 6 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο. Επομένως, σε χημικές αντιδράσειςΤο οξυγόνο μπορεί να δεχθεί έως και δύο ηλεκτρόνια από δότες, δημιουργώντας το εξωτερικό του περίβλημα σε 8 ηλεκτρόνια και σχηματίζοντας υπερβολικό αρνητικό φορτίο.

Μοριακό οξυγόνο.

Όπως τα περισσότερα άλλα στοιχεία, τα άτομα των οποίων δεν διαθέτουν 1-2 ηλεκτρόνια για να συμπληρώσουν το εξωτερικό περίβλημα των 8 ηλεκτρονίων, το οξυγόνο σχηματίζει ένα διατομικό μόριο. Αυτή η διαδικασία απελευθερώνει πολλή ενέργεια (~490 kJ/mol) και, κατά συνέπεια, η ίδια ποσότητα ενέργειας πρέπει να δαπανηθεί για την αντίστροφη διαδικασία διάστασης του μορίου σε άτομα. Η ισχύς του δεσμού O–O είναι τόσο υψηλή που στους 2300°C μόνο το 1% των μορίων οξυγόνου διασπάται σε άτομα. (Αξίζει να σημειωθεί ότι κατά τον σχηματισμό του μορίου αζώτου N2, η ισχύς του δεσμού N–N είναι ακόμη μεγαλύτερη, ~710 kJ/mol.)

Ηλεκτρονική δομή.

Στην ηλεκτρονική δομή του μορίου του οξυγόνου, όπως θα περίμενε κανείς, η κατανομή ηλεκτρονίων σε μια οκτάδα γύρω από κάθε άτομο δεν πραγματοποιείται, αλλά υπάρχουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια και το οξυγόνο παρουσιάζει ιδιότητες τυπικές μιας τέτοιας δομής (για παράδειγμα, αλληλεπιδρά με μαγνητικό πεδίο, όντας παραμαγνητικό).

Αντιδράσεις.

Υπό κατάλληλες συνθήκες, το μοριακό οξυγόνο αντιδρά με σχεδόν οποιοδήποτε στοιχείο εκτός από τα ευγενή αέρια. Ωστόσο, υπό συνθήκες δωματίου, μόνο τα πιο ενεργά στοιχεία αντιδρούν με το οξυγόνο αρκετά γρήγορα. Είναι πιθανό ότι οι περισσότερες αντιδράσεις συμβαίνουν μόνο μετά τη διάσπαση του οξυγόνου σε άτομα και η διάσταση συμβαίνει μόνο σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες. Ωστόσο, οι καταλύτες ή άλλες ουσίες στο σύστημα αντίδρασης μπορούν να προάγουν τη διάσπαση του O 2 . Είναι γνωστό ότι τα μέταλλα των αλκαλίων (Li, Na, K) και των αλκαλικών γαιών (Ca, Sr, Ba) αντιδρούν με το μοριακό οξυγόνο για να σχηματίσουν υπεροξείδια:

Παραλαβή και αίτηση.

Λόγω της παρουσίας ελεύθερου οξυγόνου στην ατμόσφαιρα, τα περισσότερα αποτελεσματική μέθοδοςη εξαγωγή του είναι η υγροποίηση του αέρα, από τον οποίο αφαιρούνται ακαθαρσίες, CO 2, σκόνη κ.λπ. χημική και με φυσικές μεθόδους. Η κυκλική διαδικασία περιλαμβάνει συμπίεση, ψύξη και διαστολή, η οποία οδηγεί σε υγροποίηση του αέρα. Με μια αργή άνοδο της θερμοκρασίας (μέθοδος κλασματικής απόσταξης), αρχικά εξατμίζονται τα ευγενή αέρια (τα πιο δύσκολα υγροποιημένα) από τον υγρό αέρα, μετά το άζωτο και παραμένει υγρό οξυγόνο. Ως αποτέλεσμα, το υγρό οξυγόνο περιέχει ίχνη ευγενών αερίων και ένα σχετικά μεγάλο ποσοστό αζώτου. Για πολλές εφαρμογές αυτές οι ακαθαρσίες δεν αποτελούν πρόβλημα. Ωστόσο, για να ληφθεί οξυγόνο εξαιρετικής καθαρότητας, η διαδικασία απόσταξης πρέπει να επαναληφθεί. Το οξυγόνο αποθηκεύεται σε δεξαμενές και κυλίνδρους. Χρησιμοποιείται σε μεγάλες ποσότητες ως οξειδωτικό για την κηροζίνη και άλλα καύσιμα σε πυραύλους και διαστημόπλοιο. Η χαλυβουργία χρησιμοποιεί αέριο οξυγόνου για να φυσήξει μέσω του λιωμένου σιδήρου χρησιμοποιώντας τη μέθοδο Bessemer για να αφαιρέσει γρήγορα και αποτελεσματικά τις ακαθαρσίες C, S και P Η έκρηξη οξυγόνου παράγει χάλυβα ταχύτερα και υψηλότερης ποιότητας από την έκρηξη αέρα. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται επίσης για συγκόλληση και κοπή μετάλλων (φλόγα οξυ-ακετυλενίου). Το οξυγόνο χρησιμοποιείται επίσης στην ιατρική, για παράδειγμα, για τον εμπλουτισμό του αναπνευστικού περιβάλλοντος ασθενών με δυσκολία στην αναπνοή. Το οξυγόνο μπορεί να ληφθεί με διάφορους τρόπους χημικές μεθόδους, και μερικά από αυτά χρησιμοποιούνται για τη λήψη μικρών ποσοτήτων καθαρού οξυγόνου στην εργαστηριακή πρακτική.

Ηλεκτρόλυση.

Μία από τις μεθόδους για την παραγωγή οξυγόνου είναι η ηλεκτρόλυση νερού που περιέχει μικρές προσθήκες NaOH ή H 2 SO 4 ως καταλύτη: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται μικρές ακαθαρσίες υδρογόνου. Χρησιμοποιώντας μια συσκευή εκκένωσης, ίχνη υδρογόνου στο μείγμα αερίων μετατρέπονται και πάλι σε νερό, οι ατμοί του οποίου απομακρύνονται με κατάψυξη ή προσρόφηση.

Θερμική διάσταση.

Μια σημαντική εργαστηριακή μέθοδος για την παραγωγή οξυγόνου, που προτείνεται από τον J. Priestley, είναι η θερμική αποσύνθεση οξειδίων βαρέων μετάλλων: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Για να γίνει αυτό, ο Priestley εστίασε τις ακτίνες του ήλιου σε σκόνη οξειδίου του υδραργύρου. Μια πολύ γνωστή εργαστηριακή μέθοδος είναι επίσης η θερμική διάσταση οξοαλάτων, για παράδειγμα χλωρικού καλίου παρουσία καταλύτη - διοξειδίου του μαγγανίου:

Το διοξείδιο του μαγγανίου, που προστίθεται σε μικρές ποσότητες πριν από την πύρωση, επιτρέπει τη διατήρηση της απαιτούμενης θερμοκρασίας και του ρυθμού διάστασης και το ίδιο το MnO 2 δεν αλλάζει κατά τη διάρκεια της διαδικασίας.

Χρησιμοποιούνται επίσης μέθοδοι θερμικής αποσύνθεσης νιτρικών:

καθώς και υπεροξείδια ορισμένων ενεργών μετάλλων, για παράδειγμα:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Η τελευταία μέθοδος χρησιμοποιήθηκε κάποτε ευρέως για την εξαγωγή οξυγόνου από την ατμόσφαιρα και συνίστατο στη θέρμανση του BaO στον αέρα για να σχηματιστεί BaO 2 ακολουθούμενη από θερμική αποσύνθεση του υπεροξειδίου. Η μέθοδος θερμικής αποσύνθεσης παραμένει σημαντική για την παραγωγή υπεροξειδίου του υδρογόνου.

ΜΕΡΙΚΕΣ ΦΥΣΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΤΟΥ ΟΞΥΓΟΝΟΥ
Ατομικός αριθμός	8
Ατομική μάζα	15,9994
Σημείο τήξεως, °C	–218,4
Σημείο βρασμού, °C	–183,0
Πυκνότητα
σκληρό, g/cm 3 (στο t pl)	1,27
υγρό g/cm 3 (στο tδέρμα μόσχου ακατέργαστου)	1,14
αέριο, g/dm 3 (στους 0° C)	1,429
αέρος συγγενής	1,105
κρίσιμο α, g/cm 3	0,430
Κρίσιμη θερμοκρασία a, °C	–118,8
Κρίσιμη πίεση a, atm	49,7
Διαλυτότητα, cm 3 /100 ml διαλύτη
σε νερό (0°C)	4,89
σε νερό (100°C)	1,7
σε αλκοόλ (25°C)	2,78
Radius, Å	0,74
ομοιοπολική	0,66
ιοντικό (O 2–)	1,40
Δυνατότητα ιοντισμού, V
πρώτα	13,614
δεύτερος	35,146
Ηλεκτραρνητικότητα (F=4)	3,5
α Θερμοκρασία και πίεση στην οποία οι πυκνότητες αερίου και υγρού είναι ίδιες.

Φυσικές ιδιότητες.

Το οξυγόνο υπό κανονικές συνθήκες είναι ένα άχρωμο, άοσμο και άγευστο αέριο. Το υγρό οξυγόνο έχει ανοιχτό μπλε χρώμα. Το στερεό οξυγόνο υπάρχει σε τουλάχιστον τρεις κρυσταλλικές τροποποιήσεις. Το αέριο οξυγόνο είναι διαλυτό στο νερό και πιθανότατα σχηματίζει ασθενείς ενώσεις όπως το O2HH2O και πιθανώς το O2H2H2O.

Χημικές ιδιότητες.

Όπως ήδη αναφέρθηκε, η χημική δραστηριότητα του οξυγόνου καθορίζεται από την ικανότητά του να διασπάται σε άτομα Ο, τα οποία είναι εξαιρετικά αντιδραστικά. Μόνο τα περισσότερα ενεργά μέταλλακαι τα ορυκτά αντιδρούν με το O 2 σε υψηλούς ρυθμούς σε χαμηλές θερμοκρασίες. Τα πιο ενεργά μέταλλα αλκαλίων (υποομάδες ΙΑ) και ορισμένα μέταλλα αλκαλικών γαιών (υποομάδες IIA) σχηματίζουν υπεροξείδια όπως το NaO 2 και το BaO 2 με O 2 . Άλλα στοιχεία και ενώσεις αντιδρούν μόνο με το προϊόν διάστασης Ο2. Κάτω από κατάλληλες συνθήκες, όλα τα στοιχεία, με εξαίρεση τα ευγενή αέρια και τα μέταλλα Pt, Ag, Au, αντιδρούν με το οξυγόνο. Αυτά τα μέταλλα σχηματίζουν επίσης οξείδια, αλλά υπό ειδικές συνθήκες.

Η ηλεκτρονική δομή του οξυγόνου (1s 2 2s 2 2p 4) είναι τέτοια που το άτομο O δέχεται δύο ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο για να σχηματίσει ένα σταθερό εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων, σχηματίζοντας ένα ιόν O 2–. Στα οξείδια των αλκαλιμετάλλων σχηματίζεται κυρίως ιοντικός δεσμός. Μπορεί να υποτεθεί ότι τα ηλεκτρόνια αυτών των μετάλλων έλκονται σχεδόν εξ ολοκλήρου από το οξυγόνο. Σε οξείδια λιγότερο ενεργών μετάλλων και μη μετάλλων, η μεταφορά ηλεκτρονίων είναι ατελής και η πυκνότητα αρνητικού φορτίου στο οξυγόνο είναι λιγότερο έντονη, επομένως ο δεσμός είναι λιγότερο ιοντικός ή πιο ομοιοπολικός.

Όταν τα μέταλλα οξειδώνονται με οξυγόνο, απελευθερώνεται θερμότητα, το μέγεθος της οποίας συσχετίζεται με την ισχύ του δεσμού Μ–Ο. Κατά την οξείδωση ορισμένων μη μετάλλων, απορροφάται θερμότητα, γεγονός που υποδηλώνει τους ασθενέστερους δεσμούς τους με το οξυγόνο. Τέτοια οξείδια είναι θερμικά ασταθή (ή λιγότερο σταθερά από τα οξείδια με ιοντικούς δεσμούς) και είναι συχνά εξαιρετικά αντιδραστικά. Ο πίνακας δείχνει για σύγκριση τις τιμές των ενθαλπιών σχηματισμού οξειδίων των πιο τυπικών μετάλλων, μετάλλων μετάπτωσης και μη μετάλλων, στοιχεία των υποομάδων Α- και Β (το σύμβολο μείον σημαίνει την απελευθέρωση θερμότητας).

Μπορούν να εξαχθούν αρκετά γενικά συμπεράσματα σχετικά με τις ιδιότητες των οξειδίων:

1. Οι θερμοκρασίες τήξης των οξειδίων των αλκαλιμετάλλων μειώνονται με την αύξηση της ατομικής ακτίνας του μετάλλου. Ετσι, t pl (Cs2O) t pl (Na2O). Τα οξείδια στα οποία κυριαρχεί ο ιοντικός δεσμός έχουν περισσότερα υψηλές θερμοκρασίεςθερμοκρασία τήξης από το σημείο τήξης των ομοιοπολικών οξειδίων: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2).

2. Τα οξείδια των δραστικών μετάλλων (υποομάδες IA–IIIA) είναι θερμικά πιο σταθερά από τα οξείδια των μετάλλων μετάπτωσης και των αμετάλλων. Οξείδια βαρέων μετάλλων στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης κατά τη θερμική διάσταση σχηματίζουν οξείδια με χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης (για παράδειγμα, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Τέτοια οξείδια σε καταστάσεις υψηλής οξείδωσης μπορούν να είναι καλοί οξειδωτικοί παράγοντες.

3. Τα πιο ενεργά μέταλλα αντιδρούν με το μοριακό οξυγόνο σε υψηλές θερμοκρασίες για να σχηματίσουν υπεροξείδια:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Τα οξείδια των ενεργών μετάλλων σχηματίζουν άχρωμα διαλύματα, ενώ τα οξείδια των περισσότερων μετάλλων μεταπτώσεως είναι έγχρωμα και πρακτικά αδιάλυτα. Τα υδατικά διαλύματα οξειδίων μετάλλων εμφανίζουν βασικές ιδιότητες και είναι υδροξείδια που περιέχουν ομάδες ΟΗ και οξείδια μη μετάλλων υδατικά διαλύματασχηματίζουν οξέα που περιέχουν το ιόν Η+.

5. Τα μέταλλα και τα αμέταλλα των υποομάδων Α σχηματίζουν οξείδια με κατάσταση οξείδωσης που αντιστοιχεί στον αριθμό της ομάδας, για παράδειγμα, Na, Be και B σχηματίζουν Na 1 2 O, Be II O και B 2 III O 3, και μη μέταλλα IVA–VIIA των υποομάδων C, N , S, Cl μορφή C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Ο αριθμός ομάδας ενός στοιχείου συσχετίζεται μόνο με τη μέγιστη κατάσταση οξείδωσης, καθώς είναι δυνατά οξείδια με χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης στοιχείων. Στις διαδικασίες καύσης ενώσεων, τυπικά προϊόντα είναι τα οξείδια, για παράδειγμα:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Οι ουσίες που περιέχουν άνθρακα και οι υδρογονάνθρακες, όταν θερμαίνονται ελαφρά, οξειδώνονται (καίγονται) σε CO 2 και H 2 O. Παραδείγματα τέτοιων ουσιών είναι τα καύσιμα - ξύλο, λάδι, αλκοόλες (καθώς και άνθρακας - άνθρακας, κοκ και κάρβουνο). Η θερμότητα από τη διαδικασία καύσης χρησιμοποιείται για την παραγωγή ατμού (και στη συνέχεια ηλεκτρική ενέργεια ή πηγαίνει σε εργοστάσια ηλεκτροπαραγωγής), καθώς και για θέρμανση κατοικιών. Οι τυπικές εξισώσεις για τις διαδικασίες καύσης είναι:

α) ξύλο (κυτταρίνη):

(C6H10O5) n + 6n O 2 ® 6 n CO2+5 n H 2 O + θερμική ενέργεια

β) πετρέλαιο ή αέριο (βενζίνη C 8 H 18 ή φυσικό αέριο CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + θερμική ενέργεια

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + θερμική ενέργεια

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + θερμική ενέργεια

δ) άνθρακας (άνθρακας ή κάρβουνο, οπτάνθρακας):

2C + O 2 ® 2CO + θερμική ενέργεια

2CO + O 2 ® 2CO 2 + θερμική ενέργεια

Ένας αριθμός ενώσεων που περιέχουν C-, H-, N-, O και με υψηλό απόθεμα ενέργειας υπόκεινται επίσης σε καύση. Το οξυγόνο για οξείδωση μπορεί να χρησιμοποιηθεί όχι μόνο από την ατμόσφαιρα (όπως σε προηγούμενες αντιδράσεις), αλλά και από την ίδια την ουσία. Για την έναρξη μιας αντίδρασης, αρκεί μια μικρή ενεργοποίηση της αντίδρασης, όπως ένα χτύπημα ή ένα κούνημα. Σε αυτές τις αντιδράσεις, τα προϊόντα καύσης είναι επίσης οξείδια, αλλά είναι όλα αέρια και διαστέλλονται γρήγορα στην υψηλή τελική θερμοκρασία της διαδικασίας. Επομένως, τέτοιες ουσίες είναι εκρηκτικές. Παραδείγματα εκρηκτικάΧρησιμοποιείται τρινιτρογλυκερίνη (ή νιτρογλυκερίνη) C 3 H 5 (NO 3) 3 και τρινιτροτολουόλιο (ή TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3.

Οξείδια μετάλλων ή μη μετάλλων με χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης του στοιχείου αντιδρούν με το οξυγόνο για να σχηματίσουν οξείδια υψηλούς βαθμούςοξείδωση αυτού του στοιχείου:

Τα φυσικά οξείδια, που λαμβάνονται από μεταλλεύματα ή συντίθενται, χρησιμεύουν ως πρώτες ύλες για την παραγωγή πολλών σημαντικών μετάλλων, για παράδειγμα, σιδήρου από Fe 2 O 3 (αιματίτης) και Fe 3 O 4 (μαγνητίτης), αλουμίνιο από Al 2 O 3 (αλουμίνα ), μαγνήσιο από MgO (μαγνησία). Χρησιμοποιούνται οξείδια ελαφρών μετάλλων σε χημική βιομηχανίαγια τη λήψη αλκαλίων ή βάσεων. Το υπεροξείδιο του καλίου KO 2 έχει ασυνήθιστη χρήση γιατί παρουσία υγρασίας και ως αποτέλεσμα αντίδρασης με αυτό, απελευθερώνει οξυγόνο. Ως εκ τούτου, το KO 2 χρησιμοποιείται σε αναπνευστήρες για την παραγωγή οξυγόνου. Η υγρασία από τον εκπνεόμενο αέρα απελευθερώνει οξυγόνο στον αναπνευστήρα και το KOH απορροφά CO 2 . Παραγωγή οξειδίου του CaO και υδροξειδίου του ασβεστίου Ca(OH) 2 - παραγωγή μεγάλης κλίμακας στην τεχνολογία κεραμικών και τσιμέντου.

Νερό (οξείδιο του υδρογόνου).

Η σημασία του νερού H 2 O τόσο στην εργαστηριακή πρακτική για τις χημικές αντιδράσεις όσο και στις διεργασίες της ζωής απαιτεί ιδιαίτερη προσοχή αυτής της ουσίας ΝΕΡΟ, ΠΑΓΟΣ ΚΑΙ ΑΤΜΟΣ). Όπως αναφέρθηκε ήδη, κατά την άμεση αλληλεπίδραση οξυγόνου και υδρογόνου υπό συνθήκες, για παράδειγμα, συμβαίνει εκκένωση σπινθήρα, έκρηξη και σχηματισμός νερού και απελευθερώνονται 143 kJ/(mol H 2 O).

Το μόριο του νερού έχει σχεδόν τετραεδρική δομή, η γωνία Η–Ο–Η είναι 104° 30°. Οι δεσμοί στο μόριο είναι μερικώς ιοντικοί (30%) και εν μέρει ομοιοπολικοί με υψηλή πυκνότητα αρνητικού φορτίου στο οξυγόνο και, κατά συνέπεια, θετικά φορτία στο υδρογόνο:

Λόγω της υψηλής αντοχής των δεσμών Η–Ο, το υδρογόνο είναι δύσκολο να αποσπαστεί από το οξυγόνο και το νερό παρουσιάζει πολύ ασθενείς όξινες ιδιότητες. Πολλές ιδιότητες του νερού καθορίζονται από την κατανομή των φορτίων. Για παράδειγμα, ένα μόριο νερού σχηματίζει μια ένυδρη ένωση με ένα μεταλλικό ιόν:

Το νερό δίνει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων σε έναν δέκτη, το οποίο μπορεί να είναι H +:

Οξοανίων και οξοκιών

– Σωματίδια που περιέχουν οξυγόνο με υπολειπόμενο αρνητικό (οξοανιόντα) ή υπολειπόμενο θετικό (οξοκιόν) φορτίο. Το ιόν O 2– έχει υψηλή συγγένεια (υψηλή αντιδραστικότητα) για θετικά φορτισμένα σωματίδια όπως το H +. Ο απλούστερος εκπρόσωπος των σταθερών οξοανιόντων είναι το ιόν υδροξειδίου OH –. Αυτό εξηγεί την αστάθεια των ατόμων με υψηλή πυκνότητα φορτίου και τη μερική σταθεροποίησή τους ως αποτέλεσμα της προσθήκης ενός σωματιδίου με θετικό φορτίο. Επομένως, όταν ένα ενεργό μέταλλο (ή το οξείδιο του) δρα στο νερό, σχηματίζεται OH– και όχι O 2–:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Πιο πολύπλοκα οξοανιόντα σχηματίζονται από οξυγόνο με μεταλλικό ιόν ή μη μεταλλικό σωματίδιο που έχει μεγάλο θετικό φορτίο, με αποτέλεσμα ένα σωματίδιο χαμηλού φορτίου που είναι πιο σταθερό, για παράδειγμα:

°C σχηματίζεται μια σκούρα μωβ στερεή φάση. Το υγρό όζον είναι ελαφρώς διαλυτό στο υγρό οξυγόνο και 49 cm 3 O 3 διαλύονται σε 100 g νερού στους 0 ° C. Όσον αφορά τις χημικές ιδιότητες, το όζον είναι πολύ πιο ενεργό από το οξυγόνο και οξειδωτικές ιδιότητεςδεύτερο μόνο μετά το O, F 2 και OF 2 (διφθοριούχο οξυγόνο). Κατά τη διάρκεια της κανονικής οξείδωσης, σχηματίζεται οξείδιο και μοριακό οξυγόνο O 2. Όταν το όζον δρα σε ενεργά μέταλλα κάτω από ειδικές συνθήκες, σχηματίζονται οζονίδια της σύνθεσης K + O 3 –. Το όζον παράγεται βιομηχανικά για ειδικούς σκοπούς, είναι καλό απολυμαντικό και χρησιμοποιείται για τον καθαρισμό του νερού και ως λευκαντικό, βελτιώνει την κατάσταση της ατμόσφαιρας σε κλειστά συστήματα, απολυμαίνει αντικείμενα και τρόφιμα και επιταχύνει την ωρίμανση των σιτηρών και των φρούτων. ΣΕ χημείοΈνας οζονιστήρας χρησιμοποιείται συχνά για την παραγωγή όζοντος απαραίτητου για ορισμένες μεθόδους χημικής ανάλυσης και σύνθεσης. Το καουτσούκ καταστρέφεται εύκολα ακόμα και όταν εκτίθεται σε χαμηλές συγκεντρώσεις όζοντος. Σε ορισμένες βιομηχανικές πόλεις, σημαντικές συγκεντρώσεις όζοντος στον αέρα οδηγούν σε ταχεία φθορά των προϊόντων από καουτσούκ εάν δεν προστατεύονται από αντιοξειδωτικά. Το όζον είναι πολύ τοξικό. Η συνεχής εισπνοή αέρα, ακόμη και με πολύ χαμηλές συγκεντρώσεις όζοντος, προκαλεί πονοκεφάλους, ναυτία και άλλες δυσάρεστες καταστάσεις.

• Ονομασία - O (Oxygen);
• Λατινική ονομασία - Oxigenium;
• Περίοδος - II;
• Όμιλος - 16 (VIa);
• Ατομική μάζα - 15,9994;
• Ατομικός αριθμός - 8;
• Ατομική ακτίνα = 60 μ.μ.
• Ομοιοπολική ακτίνα = 73 μ.μ.
• Κατανομή ηλεκτρονίων - 1s 2 2s 2 2p 4 ;
• θερμοκρασία τήξης = -218,4°C;
• σημείο βρασμού = -182,96°C;
• Ηλεκτραρνητικότητα (σύμφωνα με τον Pauling/σύμφωνα με τους Alpred και Rochow) = 3,44/3,50;
• Κατάσταση οξείδωσης: +2; +1; 1/2; 0; - 1/3; - 1/2; -1; -2;
• Πυκνότητα (αρ.) = 1,42897 g/cm3;
• Μοριακός όγκος = 14,0 cm 3 /mol.

Το οξυγόνο («γεννώντας οξέα») ανακαλύφθηκε το 1774 από τον J. Priestley. Είναι το πιο άφθονο χημικό στοιχείο στη Γη - κλάσμα μάζαςΤο οξυγόνο στον φλοιό της γης είναι 47,2%. Στον ατμοσφαιρικό αέρα, το ποσοστό οξυγόνου είναι 21%, το οποίο σχετίζεται με τη δραστηριότητα των πράσινων φυτών.

Το οξυγόνο είναι μέρος πολλών, τόσο ανόργανων όσο και οργανικών ενώσεων. Το οξυγόνο είναι απαραίτητο για τη ζωή όλων των εξαιρετικά οργανωμένων ζωντανών οργανισμών: ανθρώπων, ζώων, πτηνών, ψαριών. Το οξυγόνο αποτελεί από 50 έως 85% της μάζας των ζωικών και φυτικών ιστών.

Τρία σταθερά ισότοπα οξυγόνου είναι γνωστά: 16 O, 17 O, 18 O.

Στην ελεύθερη κατάσταση, το οξυγόνο υπάρχει σε δύο μορφές αλλοτροπικές τροποποιήσεις: O 2 - οξυγόνο; O 3 - όζον.

Στον περιοδικό πίνακα των χημικών στοιχείων του D.I Mendeleev, έχει τον αριθμό "8" και ανήκει στην ομάδα 16(VIa) (Βλ. Άτομα της ομάδας 16(VIa).

Ρύζι. Η δομή του ατόμου οξυγόνου.

Το άτομο οξυγόνου περιέχει 8 ηλεκτρόνια: 2 ηλεκτρόνια βρίσκονται στο εσωτερικό τροχιακό s και άλλα 6 στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας - 2 (ζευγμένα) στο υποεπίπεδο s και 4 (δύο ζεύγη και δύο μη ζευγαρωμένα) στο υποεπίπεδο p (βλ. Ηλεκτρονική δομή του άτομα).

Λόγω δύο μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων p του εξωτερικού επιπέδου, το οξυγόνο σχηματίζει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς, δέχονται δύο ηλεκτρόνια και παρουσιάζουν κατάσταση οξείδωσης -2 (H 2 O, CaO, H 2 SO 4).

Σε ενώσεις με δεσμούς οξυγόνου Ο-Ο άτομοΤο οξυγόνο εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης -1 (H 2 O 2).

Με το πιο ηλεκτραρνητικό φθόριο, το οξυγόνο εγκαταλείπει τα ηλεκτρόνια σθένους, εμφανίζοντας την κατάσταση οξείδωσης +2 (OF 2).

Ο2

Ένα διατομικό μόριο οξυγόνου σχηματίζεται από τον διπλό δεσμό δύο ατόμων οξυγόνου. Για το λόγο αυτό, το μοριακό οξυγόνο είναι μια σταθερή ένωση υπό κανονικές συνθήκες.

Η ενέργεια διάστασης ενός μορίου οξυγόνου είναι περίπου 2 φορές χαμηλότερη από εκείνη ενός μορίου αζώτου (βλ. Πολλαπλότητα ομοιοπολικών δεσμών), επομένως το οξυγόνο έχει μεγαλύτερη αντιδραστικότητα σε σύγκριση με το άζωτο (αλλά πολύ μικρότερη σε σύγκριση, για παράδειγμα, με το φθόριο).

Η αντιδραστικότητα του οξυγόνου αυξάνεται καθώς θερμαίνεται. Το οξυγόνο αντιδρά με όλα τα στοιχεία εκτός από τα ευγενή αέρια. Λόγω της υψηλής ηλεκτραρνητικότητάς του (βλέπε Τι είναι ηλεκτραρνητικότητα) σε χημικές ενώσεις (με εξαίρεση το φθόριο), το οξυγόνο δρα ως οξειδωτικός παράγοντας με βαθμό -2 (μόνο το φθόριο οξειδώνει το οξυγόνο για να σχηματίσει διφθοριούχο οξυγόνο OF 2).

Ιδιότητες αερίου οξυγόνου:

• άχρωμο, άοσμο και άγευστο αέριο.
• σε υγρή ή στερεή μορφή, το οξυγόνο έχει μπλε χρώμα.
• μετρίως διαλυτό στο νερό: το κλάσμα μάζας του οξυγόνου στους 20°C είναι 0,004%.

Χημικές ιδιότητες του οξυγόνου

Σε όλες τις αντιδράσεις, το οξυγόνο παίζει το ρόλο ενός οξειδωτικού παράγοντα, που συνδυάζεται με όλα τα στοιχεία (εκτός από ήλιο, αργό και νέο) μέσω άμεσης αλληλεπίδρασης (εκτός από φθόριο, χλώριο, χρυσό και μέταλλα πλατίνας).

Με μέταλλα και αμέταλλα (απλές ουσίες), το οξυγόνο σχηματίζει οξείδια:

2Cu + O 2 = 2CuO 4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Ca + O 2 = 2CaO S + O 2 = SO 2 C + O 2 = CO 2

Όταν τα αλκαλιμέταλλα νάτριο και κάλιο οξειδώνονται, σχηματίζονται υπεροξείδια:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Σχεδόν όλες οι αντιδράσεις που περιλαμβάνουν οξυγόνο είναι εξώθερμες, αλλά υπάρχουν εξαιρέσεις:

N 2 +O 2 ↔ 2NO-Q

Πολλές ουσίες αντιδρούν με το οξυγόνο με μεγάλη απελευθέρωση θερμότητας και φωτός, αυτή η διαδικασία ονομάζεται καύση.

Αντιδράσεις καύσης:

• καύση αμμωνίας στον αέρα για σχηματισμό νερού και αζώτου: 4NH 3 +3O 2 = 2N 2 +6H 2 O
• καταλυτική οξείδωσηαμμωνία: 4NH 3 +5O 2 = 2NO + 6H 2 O
• καύση υδρόθειου σε περίσσεια οξυγόνου: 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O
• με έλλειψη οξυγόνου, το υδρόθειο οξειδώνεται αργά σε ελεύθερο θείο: 2H 2 S+O 2 = 2S + 2H 2 O
• καύση οργανικών ουσιών σε οξυγόνο με σχηματισμό νερού και διοξειδίου του άνθρακα: CH 4 +2O 2 → CO 2 +2H 2 O C 2 H 5 OH+3O 2 → 2CO 2 +3H 2 O
• κατά την καύση οργανικών ουσιών που περιέχουν άζωτο, εκτός από το διοξείδιο του άνθρακα και το νερό, απελευθερώνεται ελεύθερο άζωτο: 4CH 3 NH 5 +9O 2 → 4CO 2 +2N 2 +10H 2 O

Πολλές ουσίες (αλκοόλες, αλδεΰδες, οξέα) λαμβάνονται με την ελεγχόμενη οξείδωση οργανικών ουσιών. Επίσης, πολλές φυσικές διεργασίες, όπως η αναπνοή ή η αποσύνθεση, είναι εγγενείς οξειδωτικές αντιδράσειςοργανικές ουσίες.

Ένας ακόμη ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας από το οξυγόνο είναι το όζον, το οποίο είναι ικανό να οξειδώσει το ιωδιούχο κάλιο σε ένα ελεύθερο ιόν - αυτή η αντίδραση χρησιμοποιείται για ποιοτικές και ποσοτικοποίησηόζον: O 3 +2KI+H 2 O = I 2 ↓+2KOH+O 2

Λήψη και χρήση οξυγόνου

Το οξυγόνο χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία και την ιατρική:

• στη μεταλλουργία, το οξυγόνο χρησιμοποιείται για την τήξη του χάλυβα (χυτοσίδηρος).
• στη χημική βιομηχανία, απαιτείται οξυγόνο για την παραγωγή οξέων (θειικό και νιτρικό), μεθανόλης, ακετυλενίου, αλδεΰδων.
• στη διαστημική βιομηχανία, το οξυγόνο χρησιμοποιείται ως οξειδωτικό για τα καύσιμα πυραύλων.
• στην ιατρική, το οξυγόνο χρησιμοποιείται στις αναπνευστικές συσκευές.
• Στη φύση, το οξυγόνο παίζει εξαιρετικά σημαντικό ρόλο - στη διαδικασία της οξείδωσης των υδατανθράκων, των λιπών και των πρωτεϊνών, απελευθερώνεται η απαραίτητη ενέργεια για τους ζωντανούς οργανισμούς.

Μέθοδοι απόκτησηςοξυγόνο:

• βιομηχανικόςτρόποι:
  • υγροποίηση του αέρα με επακόλουθο διαχωρισμό του υγρού μείγματος αερίων σε συστατικά.
  • ηλεκτρόλυση νερού:
    2H 2 O = 2H 2 + O 2.
• εργαστήριομέθοδοι (αποσύνθεση αλάτων όταν θερμαίνονται):
  • υπερμαγγανικό κάλιο:
    2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2;
  • αλάτι Berthollet:
    2KClO 3 = 2KCl + 3O 2.
• θερμική αποσύνθεση νιτρικών αλκαλιμετάλλων:
  2NaNO 3 = 2NaNO 2 +O 2
• καταλυτική αποσύνθεση υπεροξειδίου του υδρογόνου (καταλύτης MnO 2):
  2Η2Ο2 = 2Η2Ο+Ο2;
• αλληλεπίδραση υπεροξειδίων του διοξειδίου του άνθρακα με υπεροξείδια αλκαλιμετάλλων:
  2CO 2 +2Na 2 O 2 = 2Na 2 CO 3 +O 2.

Κατά την κοπή μετάλλου, πραγματοποιείται με φλόγα αερίου υψηλής θερμοκρασίας που λαμβάνεται με την καύση εύφλεκτου αερίου ή υγρού ατμού αναμεμειγμένου με τεχνικά καθαρό οξυγόνο.

Το οξυγόνο είναι το πιο άφθονο στοιχείο στη γη, που εμφανίζεται στη μορφή χημικές ενώσειςμε διάφορες ουσίες: στο έδαφος - έως 50% κατά βάρος, σε συνδυασμό με υδρογόνο στο νερό - περίπου 86% κατά βάρος και στον αέρα - έως 21% κατ' όγκο και 23% κατά βάρος.

Το οξυγόνο υπό κανονικές συνθήκες (θερμοκρασία 20°C, πίεση 0,1 MPa) είναι ένα άχρωμο, μη εύφλεκτο αέριο, ελαφρώς βαρύτερο από τον αέρα, άοσμο, αλλά υποστηρίζει ενεργά την καύση. Σε κανονική ατμοσφαιρική πίεση και θερμοκρασία 0°C, η μάζα 1 m 3 οξυγόνου είναι 1,43 kg και σε θερμοκρασία 20°C και κανονική ατμοσφαιρική πίεση - 1,33 kg.

Το οξυγόνο έχει υψηλή χημική δραστηριότητα, δημιουργώντας δεσμούς με όλους χημικά στοιχεία, εκτός από (αργό, ήλιο, ξένο, κρυπτό και νέο). Οι αντιδράσεις της ένωσης με το οξυγόνο συμβαίνουν με την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας, δηλαδή έχουν εξώθερμο χαρακτήρα.

Όταν το συμπιεσμένο αέριο οξυγόνο έρχεται σε επαφή με οργανικές ουσίες, λάδια, λίπη, σκόνη άνθρακα, εύφλεκτα πλαστικά, μπορεί να αυτοαναφλεγούν ως αποτέλεσμα της απελευθέρωσης θερμότητας κατά την ταχεία συμπίεση του οξυγόνου, της τριβής και της πρόσκρουσης στερεών σωματιδίων στο μέταλλο, καθώς και της εκκένωσης ηλεκτροστατικού σπινθήρα. Επομένως, όταν χρησιμοποιείτε οξυγόνο, πρέπει να λαμβάνεται μέριμνα ώστε να μην έρχεται σε επαφή με εύφλεκτες ή εύφλεκτες ουσίες.

Όλος ο εξοπλισμός οξυγόνου, οι σωληνώσεις οξυγόνου και οι φιάλες πρέπει να απολιπανθούν επιμελώς.ικανό να σχηματίζει εκρηκτικά μείγματα με εύφλεκτα αέρια ή υγρούς εύφλεκτους ατμούς σε μεγάλο εύρος, που μπορεί επίσης να οδηγήσει σε εκρήξεις παρουσία ανοιχτής φλόγας ή ακόμα και σπινθήρα.

Τα σημειωμένα χαρακτηριστικά του οξυγόνου πρέπει πάντα να λαμβάνονται υπόψη κατά τη χρήση του σε διαδικασίες επεξεργασίας με φλόγα αερίου.

Ο ατμοσφαιρικός αέρας είναι κυρίως ένα μηχανικό μείγμα τριών αερίων με την ακόλουθη περιεκτικότητα σε όγκο: άζωτο - 78,08%, οξυγόνο - 20,95%, αργό - 0,94%, το υπόλοιπο είναι διοξείδιο του άνθρακα, οξείδιο του αζώτου κ.λπ. Το οξυγόνο λαμβάνεται με το διαχωρισμό του αέραστο οξυγόνο και με τη μέθοδο της βαθιάς ψύξης (υγροποίηση), παράλληλα με τον διαχωρισμό του αργού, η χρήση του οποίου αυξάνεται συνεχώς. Το άζωτο χρησιμοποιείται ως προστατευτικό αέριο κατά τη συγκόλληση χαλκού.

Το οξυγόνο μπορεί να ληφθεί χημικά ή με ηλεκτρόλυση νερού. Χημικές μέθοδοιαναποτελεσματική και αντιοικονομική. Στο ηλεκτρόλυση νερούΜε συνεχές ρεύμα, το οξυγόνο παράγεται ως υποπροϊόν στην παραγωγή καθαρού υδρογόνου.

Το οξυγόνο παράγεται στη βιομηχανίααπό τον ατμοσφαιρικό αέρα με βαθιά ψύξη και ανόρθωση. Σε εγκαταστάσεις λήψης οξυγόνου και αζώτου από τον αέρα, ο τελευταίος καθαρίζεται από επιβλαβείς ακαθαρσίες, συμπιέζεται σε συμπιεστή στην κατάλληλη πίεση κύκλου ψύξης 0,6-20 MPa και ψύχεται σε εναλλάκτες θερμότητας στη θερμοκρασία υγροποίησης, τη διαφορά στις θερμοκρασίες υγροποίησης του οξυγόνο και άζωτο είναι 13 ° C, που επαρκεί για τον πλήρη διαχωρισμό τους στην υγρή φάση.

Το υγρό καθαρό οξυγόνο συσσωρεύεται σε μια συσκευή διαχωρισμού αέρα, εξατμίζεται και συλλέγεται σε μια υποδοχή αερίου, από όπου αντλείται σε κυλίνδρους από έναν συμπιεστή υπό πίεση έως και 20 MPa.

Το τεχνικό οξυγόνο μεταφέρεται επίσης μέσω αγωγού. Η πίεση του οξυγόνου που μεταφέρεται μέσω του αγωγού πρέπει να συμφωνηθεί μεταξύ του κατασκευαστή και του καταναλωτή. Το οξυγόνο παρέχεται στο σημείο σε φιάλες οξυγόνου και σε υγρή μορφή σε ειδικά δοχεία με καλή θερμομόνωση.

Για τη μετατροπή του υγρού οξυγόνου σε αέριο, χρησιμοποιούνται αεριοποιητές ή αντλίες με εξατμιστές υγρού οξυγόνου. Σε κανονική ατμοσφαιρική πίεση και θερμοκρασία 20°C, 1 dm 3 υγρού οξυγόνου κατά την εξάτμιση δίνει 860 dm 3 αέριο οξυγόνο. Επομένως, συνιστάται η παροχή οξυγόνου στο σημείο συγκόλλησης σε υγρή κατάσταση, καθώς αυτό μειώνει το βάρος του δοχείου κατά 10 φορές, γεγονός που εξοικονομεί μέταλλο για την κατασκευή κυλίνδρων και μειώνει το κόστος μεταφοράς και αποθήκευσης κυλίνδρων.

Για συγκόλληση και κοπήΣύμφωνα με το -78, το τεχνικό οξυγόνο παράγεται σε τρεις κατηγορίες:

• 1η - καθαρότητα τουλάχιστον 99,7%
• 2ο - όχι λιγότερο από 99,5%
• 3ο - όχι λιγότερο από 99,2% κατ' όγκο

Η καθαρότητα του οξυγόνου έχει μεγάλη αξίαγια κοπή με οξυγόνο. Όσο λιγότερες ακαθαρσίες αερίων περιέχει, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα κοπής, καθαρότερη και λιγότερη κατανάλωση οξυγόνου.

8 O 1s 2 2s 2 2p 4 ; A r = 15.999 Ισότοπα: 16 Ο (99.759%); 170 (0,037%); 18 Ο (0,204%); ΕΟ - 3,5

Το Clarke στον φλοιό της γης είναι 47% κατά μάζα. στην υδρόσφαιρα 85,82% κατά μάζα. στην ατμόσφαιρα 20,95% κατ' όγκο.

Το πιο κοινό στοιχείο.

Μορφές εμφάνισης του στοιχείου: α) σε ελεύθερη μορφή - O 2, O 3.

β) σε δεσμευμένη μορφή: O 2- ανιόντα (κυρίως)

Το οξυγόνο είναι ένα τυπικό μη μεταλλικό στοιχείο p. Valence = II; κατάσταση οξείδωσης -2 (εκτός από H 2 O 2, OF 2, O 2 F 2)

Φυσικές ιδιότητες του Ο2

Το μοριακό οξυγόνο O 2 υπό κανονικές συνθήκες είναι μέσα αέρια κατάσταση, δεν έχει χρώμα, οσμή ή γεύση και είναι ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Όταν κρυώσει βαθιά υπό πίεση, συμπυκνώνεται σε ένα απαλό μπλε υγρό (Tkip - 183°C), το οποίο στους -219°C μετατρέπεται σε μπλε-μπλε κρυστάλλους.

Μέθοδοι απόκτησης

1. Το οξυγόνο σχηματίζεται στη φύση κατά τη φωτοσύνθεση mCO 2 + nH 2 O → mO 2 + Cm(H 2 O)n

2. Βιομηχανική παραγωγή

α) διόρθωση υγρού αέρα (διαχωρισμός από N 2).

β) ηλεκτρόλυση νερού: 2H 2 O → 2H 2 + O 2

3. Στο εργαστήριο, με θερμική οξειδοαναγωγική αποσύνθεση των αλάτων λαμβάνονται τα ακόλουθα:

α) 2КlO 3 = 3О 2 + 2KCI

β) 2KMnO 4 = O 2 + MnO 2 + K 2 MnO 4

γ) 2KNO 3 = O 2 + 2KNO 2

δ) 2Cu(NO3)O2 = O2 + 4NO2 + 2CuO

ε) 2AgNO 3 = O 2 + 2NO 2 + 2Ag

4. Σε ερμητικά κλειστούς χώρους και σε συσκευές αυτόνομης αναπνοής, το οξυγόνο λαμβάνεται από την αντίδραση:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = O 2 + 2Na 2 CO 3

Χημικές ιδιότητες του οξυγόνου

Το οξυγόνο είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Από την άποψη της χημικής δραστηριότητας είναι δεύτερο μόνο μετά το φθόριο. Σχηματίζει ενώσεις με όλα τα στοιχεία εκτός από He, Ne και Ar. Αντιδρά άμεσα με τις περισσότερες απλές ουσίες υπό κανονικές συνθήκες ή κατά τη θέρμανση, καθώς και παρουσία καταλυτών (εξαιρούνται τα Au, Pt, Hal 2, ευγενή αέρια). Οι αντιδράσεις που περιλαμβάνουν O 2 είναι στις περισσότερες περιπτώσεις εξώθερμες, συχνά προχωρούν σε λειτουργία καύσης, μερικές φορές σε έκρηξη. Ως αποτέλεσμα των αντιδράσεων, σχηματίζονται ενώσεις στις οποίες τα άτομα οξυγόνου, κατά κανόνα, έχουν C.O. -2:

Οξείδωση αλκαλιμετάλλων

4Li + O 2 = 2Li 2 O οξείδιο λιθίου

2Na + O 2 = Na 2 O 2 υπεροξείδιο του νατρίου

K + O 2 = KO 2 υπεροξείδιο του καλίου

Οξείδωση όλων των μετάλλων εκτός από Au, Pt

Me + O 2 = Me x O y οξείδια

Οξείδωση μη μετάλλων εκτός από αλογόνα και ευγενή αέρια

N 2 + O 2 = 2NO - Q

S + O 2 = SO 2;

C + O 2 = CO 2;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Si + O 2 = SiO 2

Οξείδωση ενώσεις υδρογόνουαμέταλλα και μέταλλα

4HI + O 2 = 2I 2 + 2H 2 O

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O

C x H y + O 2 = CO 2 + H 2 O

MeH x + 3O 2 = Me x O y + H 2 O

Οξείδωση κατώτερων οξειδίων και υδροξειδίων πολυσθενών μετάλλων και μη μετάλλων

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Οξείδωση θειούχων μετάλλων

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

Οξείδωση οργανικών ουσιών

Ολοι οργανικές ενώσειςκαίγονται όταν οξειδώνονται από το οξυγόνο στον αέρα.

Τα προϊόντα οξείδωσης διαφόρων στοιχείων που περιλαμβάνονται στα μόριά τους είναι:

Εκτός από τις αντιδράσεις πλήρους οξείδωσης (καύσης), είναι επίσης δυνατές και ημιτελείς αντιδράσεις οξείδωσης.

Παραδείγματα αντιδράσεων ατελούς οξείδωσης οργανικών ουσιών:

1) καταλυτική οξείδωση αλκανίων

2) καταλυτική οξείδωση αλκενίων

3) οξείδωση αλκοολών

2R-CH 2 OH + O 2 → 2RCOH + 2H 2 O

4) οξείδωση αλδεΰδων

Οζο

Το όζον Ο3 είναι ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας από το Ο2, αφού κατά τη διάρκεια της αντίδρασης τα μόριά του διασπώνται για να σχηματίσουν ατομικό οξυγόνο.

Το καθαρό O 3 είναι ένα μπλε αέριο, πολύ δηλητηριώδες.

K + O 3 = KO 3 οζονίδιο καλίου, κόκκινο.

PbS + 2O 3 = PbSO 4 + O 2

2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KON + O 2

Η τελευταία αντίδραση χρησιμοποιείται για τον ποιοτικό και ποσοτικό προσδιορισμό του όζοντος.