Hva er oksygen? Oksygenforbindelser

2024 Forfatter: Angel Austin | [email protected]. Sist endret: 2023-12-17 05:37

Oksygen (O) er et ikke-metallisk kjemisk grunnstoff i gruppe 16 (VIa) i det periodiske system. Det er en fargeløs, luktfri og smakløs gass som er essensiell for levende organismer – dyr som gjør den om til karbondioksid og planter som bruker CO₂ som karbonkilde og returnerer O ₂ inn i atmosfæren. Oksygen danner forbindelser ved å reagere med nesten alle andre grunnstoffer, og fortrenger også kjemiske elementer fra å binde seg til hverandre. I mange tilfeller er disse prosessene ledsaget av frigjøring av varme og lys. Den viktigste oksygenforbindelsen er vann.

Oppdagelseshistorikk

I 1772 demonstrerte den svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele først oksygen ved å varme opp kaliumnitrat, kvikksølvoksid og mange andre stoffer. Uavhengig av ham, i 1774, oppdaget den engelske kjemikeren Joseph Priestley dette kjemiske elementet ved termisk dekomponering av kvikksølvoksid og publiserte funnene sine samme år, tre år før publisering. Scheele. I 1775-1780 tolket den franske kjemikeren Antoine Lavoisier oksygenets rolle i respirasjon og forbrenning, og avviste flogistonteorien som var allment akseptert på den tiden. Han la merke til dets tendens til å danne syrer når det kombineres med forskjellige stoffer og k alte grunnstoffet oxygène, som på gresk betyr "produsere syre".

Prevalence

Hva er oksygen? Den utgjør 46 % av massen til jordskorpen, og er dets vanligste grunnstoff. Mengden oksygen i atmosfæren er 21 % i volum, og i vekt i sjøvann er den 89 %.

I bergarter er grunnstoffet kombinert med metaller og ikke-metaller i form av oksider, som er sure (for eksempel svovel, karbon, aluminium og fosfor) eller basiske (s alter av kalsium, magnesium og jern), og som s altlignende forbindelser som kan betraktes som dannet av sure og basiske oksider som sulfater, karbonater, silikater, aluminater og fosfater. Selv om de er mange, kan ikke disse faste stoffene tjene som oksygenkilder, siden det er for energikrevende å bryte bindingen til et grunnstoff med metallatomer.

Funksjoner

Hvis temperaturen på oksygen er under -183 °C, blir det en blekblå væske, og ved -218 °C - fast. Ren O₂ er 1,1 ganger tyngre enn luft.

Under respirasjon forbruker dyr og noen bakterier oksygen fra atmosfæren og returnerer karbondioksid, mens under fotosyntese absorberer grønne planter karbondioksid og frigjør fritt oksygen i nærvær av sollys. Nestenalle O₂ i atmosfæren produseres ved fotosyntese.

Ved 20 °C løses ca. 3 volumdeler oksygen i 100 deler ferskvann, litt mindre i sjøvann. Dette er nødvendig for å puste fisk og annet marint liv.

Naturlig oksygen er en blanding av tre stabile isotoper: ¹⁶O (99,759%), ¹⁷O (0,037 %) og¹⁸O (0,204 %). Flere kunstig produserte radioaktive isotoper er kjent. Den lengstlevende av disse er ¹⁵O (med en halveringstid på 124 s), som brukes til å studere respirasjon hos pattedyr.

Allotropes

En klarere idé om hva oksygen er, lar deg få de to allotropiske formene, diatomisk (O₂) og triatomisk (O₃₎ , ozon). Egenskapene til den diatomiske formen antyder at seks elektroner binder atomene og to forblir uparede, noe som forårsaker oksygenparamagnetisme. De tre atomene i ozonmolekylet er ikke i en rett linje.

Ozon kan produseres i henhold til ligningen: 3O₂ → 2O₃.

Prosessen er endoterm (krever energi); omdannelsen av ozon tilbake til diatomisk oksygen forenkles av tilstedeværelsen av overgangsmetaller eller deres oksider. Rent oksygen omdannes til ozon ved en glødende elektrisk utladning. Reaksjonen skjer også ved absorpsjon av ultrafiolett lys med en bølgelengde på ca. 250 nm. Forekomsten av denne prosessen i den øvre atmosfæren eliminerer stråling som kan forårsakeskade på liv på jordens overflate. Den skarpe lukten av ozon er tilstede i lukkede rom med gnistrende elektrisk utstyr som generatorer. Det er en lyseblå gass. Dens tetthet er 1,658 ganger luftens tetthet, og den har et kokepunkt på -112°C ved atmosfærisk trykk.

Ozon er et sterkt oksidasjonsmiddel som er i stand til å omdanne svoveldioksid til trioksid, sulfid til sulfat, jodid til jod (som gir en analytisk metode for å evaluere det), og mange organiske forbindelser til oksygenerte derivater som aldehyder og syrer. Omdannelsen av hydrokarboner fra bileksos til disse syrene og aldehydene av ozon er det som forårsaker smog. I industrien brukes ozon som kjemisk middel, desinfeksjonsmiddel, avløpsvannbehandling, vannrensing og stoffbleking.

Få metoder

Måten oksygen produseres på avhenger av hvor mye gass som kreves. Laboratoriemetodene er som følger:

1. Termisk dekomponering av noen s alter som kaliumklorat eller kaliumnitrat:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂.
2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂.

Dekomponeringen av kaliumklorat katalyseres av overgangsmetalloksider. Mangandioksid (pyrolusitt, MnO₂) brukes ofte til dette. Katalysatoren senker temperaturen som trengs for å utvikle oksygen fra 400 til 250°C.

2. Temperaturdekomponering av metalloksider:

2HgO → 2Hg +O₂.
2Ag₂O → 4Ag + O₂.

Scheele og Priestley brukte en forbindelse (oksid) av oksygen og kvikksølv (II) for å oppnå dette kjemiske elementet.

3. Termisk dekomponering av metallperoksider eller hydrogenperoksid:

2BaO + O₂ → 2BaO₂.
2BaO₂ → 2BaO +O₂.
BaO₂ + H₂SO₄ → H₂ O₂ + BaSO₄.
2H₂O₂ → 2H₂O +O _2.

De første industrielle metodene for å skille oksygen fra atmosfæren eller for å produsere hydrogenperoksid var avhengig av dannelsen av bariumperoksid fra oksidet.

4. Elektrolyse av vann med små urenheter av s alter eller syrer, som gir ledningsevnen til elektrisk strøm:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Industriell produksjon

Hvis det er nødvendig å oppnå store mengder oksygen, brukes fraksjonert destillasjon av flytende luft. Av hovedbestanddelene i luft har den det høyeste kokepunktet og er derfor mindre flyktig enn nitrogen og argon. Prosessen bruker avkjøling av gassen når den ekspanderer. Hovedtrinnene i operasjonen er som følger:

luft filtreres for å fjerne partikler;
fuktighet og karbondioksid fjernes ved absorpsjon til alkali;
luft komprimeres og kompresjonsvarmen fjernes ved vanlige kjøleprosedyrer;
så går den inn i spolen som ligger ikamera;
del av den komprimerte gassen (ved et trykk på ca. 200 atm) ekspanderer i kammeret og avkjøler spolen;
ekspandert gass går tilbake til kompressoren og går gjennom flere stadier med påfølgende ekspansjon og kompresjon, noe som resulterer i at en væske ved -196 °C luft blir flytende;
væske varmes opp for å destillere de første lette inerte gassene, deretter gjenstår nitrogen og flytende oksygen. Multippel fraksjonering gir et produkt som er rent nok (99,5 %) for de fleste industrielle formål.

Industriell bruk

Metallurgi er den største forbrukeren av rent oksygen for produksjon av høykarbonstål: bli kvitt karbondioksid og andre ikke-metallurenheter raskere og enklere enn å bruke luft.

Behandling av oksygen avløpsvann lover å behandle flytende avløp mer effektivt enn andre kjemiske prosesser. Avfallsforbrenning i lukkede systemer ved bruk av ren O₂.

. blir stadig viktigere

Den såk alte rakettoksidanten er flytende oksygen. Pure O₂ Brukes i ubåter og dykkerklokker.

I den kjemiske industrien har oksygen erstattet vanlig luft ved produksjon av stoffer som acetylen, etylenoksid og metanol. Medisinske anvendelser inkluderer bruk av gassen i oksygenkamre, inhalatorer og babyinkubatorer. En oksygenanriket anestesigass gir livsstøtte under generell anestesi. Uten dette kjemiske elementet, en rekkeindustrier som bruker smelteovner. Det er det oksygen er.

Kjemiske egenskaper og reaksjoner

Den høye elektronegativiteten og elektronaffiniteten til oksygen er typisk for grunnstoffer som viser ikke-metalliske egenskaper. Alle oksygenforbindelser har en negativ oksidasjonstilstand. Når to orbitaler er fylt med elektroner, dannes et O^2- ion. I peroksider (O₂^2-) antas hvert atom å ha en ladning på -1. Denne egenskapen til å akseptere elektroner ved total eller delvis overføring bestemmer oksidasjonsmidlet. Når et slikt middel reagerer med et elektrondonorstoff, senkes dets egen oksidasjonstilstand. Endringen (reduksjonen) i oksidasjonstilstanden til oksygen fra null til -2 kalles reduksjon.

Under normale forhold danner grunnstoffet diatomiske og triatomiske forbindelser. I tillegg er det svært ustabile fireatommolekyler. I diatomisk form er to uparrede elektroner plassert i ikke-bindende orbitaler. Dette bekreftes av den paramagnetiske oppførselen til gassen.

Den intense reaktiviteten til ozon kan noen ganger forklares med antagelsen om at ett av de tre atomene er i en "atomisk" tilstand. Når dette atomet går inn i reaksjonen, dissosieres fra O₃, og etterlater molekylært oksygen.

O₂-molekylet er svakt reaktivt ved normale omgivelsestemperaturer og -trykk. Atomisk oksygen er mye mer aktivt. Dissosiasjonsenergien (O₂ → 2O) er signifikant oger 117,2 kcal per mol.

Connections

Med ikke-metaller som hydrogen, karbon og svovel danner oksygen et bredt spekter av kovalent bundne forbindelser, inkludert oksider av ikke-metaller som vann (H₂O), svoveldioksid (SO₂) og karbondioksid (CO₂); organiske forbindelser som alkoholer, aldehyder og karboksylsyrer; vanlige syrer som karbonsyre (H₂CO₃), svovelsyre (H₂SO4_{) og nitrogen (HNO}3_{); og tilsvarende s alter som natriumsulfat (Na}2_SO4_{), natriumkarbonat (Na}2 _CO 3_{) og natriumnitrat (NaNO}3_{). Oksygen er tilstede i form av O}2-^{-ionet i krystallstrukturen til faste metalloksider, slik som forbindelsen (oksid) av oksygen og kalsium CaO. Metallsuperoksider (KO}2_{) inneholder O}2- ^{ion, mens metallperoksider (BaO) 2}), inneholder ionet O₂_2-. Oksygenforbindelser har hovedsakelig en oksidasjonstilstand på -2.