Γειά σου. Έχετε ήδη διαβάσει τα άρθρα μου στο ιστολόγιο Tutoronline.ru. Σήμερα θα σας πω για το οξυγόνο και πώς να το αποκτήσετε. Να σας υπενθυμίσω ότι αν έχετε ερωτήσεις για μένα, μπορείτε να τις γράψετε στα σχόλια του άρθρου. Εάν χρειάζεστε βοήθεια στη χημεία, εγγραφείτε στα μαθήματά μου στο πρόγραμμα. Θα χαρώ να σας βοηθήσω.
Το οξυγόνο κατανέμεται στη φύση με τη μορφή ισοτόπων 16 O, 17 O, 18 O, τα οποία έχουν τα ακόλουθα ποσοστά στη Γη - 99,76%, 0,048%, 0,192%, αντίστοιχα.
Στην ελεύθερη κατάσταση, το οξυγόνο βρίσκεται σε τη μορφή των τριών αλλοτροπικές τροποποιήσεις : ατομικό οξυγόνο - O o, διοξυγόνο - O 2 και όζον - O 3. Επιπλέον, το ατομικό οξυγόνο μπορεί να ληφθεί ως εξής:
KClO 3 = KCl + 3O 0
KNO 3 = KNO 2 + O 0
Το οξυγόνο είναι μέρος περισσότερων από 1.400 διαφορετικών ορυκτών και οργανικών ουσιών στην ατμόσφαιρα, η περιεκτικότητά του είναι 21% κατ' όγκο. Και το ανθρώπινο σώμα περιέχει έως και 65% οξυγόνο. Το οξυγόνο είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο, ελαφρώς διαλυτό στο νερό (3 όγκοι οξυγόνου διαλύονται σε 100 όγκους νερού στους 20 o C).
Στο εργαστήριο, το οξυγόνο λαμβάνεται με μέτρια θέρμανση ορισμένων ουσιών:
1) Κατά την αποσύνθεση ενώσεων μαγγανίου (+7) και (+4):
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
υπερμαγγανικό μαγγανικό
κάλιο κάλιο
2MnO 2 → 2MnO + O 2
2) Κατά την αποσύνθεση υπερχλωρικών:
2KClO 4 → KClO 2 + KCl + 3O 2
υπερχλωρικό
κάλιο
3) Κατά τη διάρκεια της αποσύνθεσης του άλατος κουκουλών (χλωρικό κάλιο).
Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται ατομικό οξυγόνο:
2KClO 3 → 2 KCl + 6O 0
χλωρικό άλας
κάλιο
4) Κατά την αποσύνθεση των αλάτων του υποχλωρίου οξέος στο φως- υποχλωριώδες:
2NaClO → 2NaCl + O 2
Ca(ClO) 2 → CaCl 2 + O 2
5) Όταν θερμαίνουμε νιτρικά.
Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται ατομικό οξυγόνο. Ανάλογα με τη θέση στη σειρά δραστηριότητας του νιτρικού μετάλλου, σχηματίζονται διάφορα προϊόντα αντίδρασης:
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2
Ca(NO 3) 2 → CaO + 2NO 2 + O 2
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
6) Κατά την αποσύνθεση των υπεροξειδίων:
2H 2 O 2 ↔ 2H 2 O + O 2
7) Όταν θερμαίνουμε οξείδια ανενεργών μετάλλων:
2Аg 2 O ↔ 4Аg + O 2
Αυτή η διαδικασία είναι σχετική στην καθημερινή ζωή. Το γεγονός είναι ότι τα πιάτα από χαλκό ή ασήμι, που έχουν ένα φυσικό στρώμα μεμβράνης οξειδίου, σχηματίζουν ενεργό οξυγόνο όταν θερμαίνονται, το οποίο είναι αντιβακτηριδιακό. Η διάλυση των αλάτων των ανενεργών μετάλλων, ιδιαίτερα των νιτρικών, οδηγεί επίσης στο σχηματισμό οξυγόνου. Για παράδειγμα, η συνολική διαδικασία διάλυσης νιτρικού αργύρου μπορεί να αναπαρασταθεί σε στάδια:
AgNO 3 + H 2 O → AgOH + HNO 3
2AgOH → Ag 2 O + O 2
2Ag 2 O → 4Ag + O 2
ή σε συνοπτική μορφή:
4AgNO 3 + 2H 2 O → 4Ag + 4HNO 3 + 7O 2
8) Όταν θερμαίνουμε άλατα χρωμίου υψηλοτερος ΒΑΘΜΟΣοξείδωση:
4K 2 Cr 2 O 7 → 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3 O 2
διχρωμικό χρωμικό
κάλιο κάλιο
Στη βιομηχανία, το οξυγόνο λαμβάνεται:
1) Ηλεκτρολυτική αποσύνθεση του νερού:
2H 2 O → 2H 2 + O 2
2) Η αλληλεπίδραση του διοξειδίου του άνθρακα με τα υπεροξείδια:
CO 2 + K 2 O 2 → K 2 CO 3 + O 2
Αυτή η μέθοδος είναι μια απαραίτητη τεχνική λύση στο πρόβλημα της αναπνοής σε μεμονωμένα συστήματα: υποβρύχια, ορυχεία, διαστημόπλοια.
3) Όταν το όζον αλληλεπιδρά με αναγωγικούς παράγοντες:
O 3 + 2KJ + H 2 O → J 2 + 2KOH + O 2
Ιδιαίτερη σημασία έχει η παραγωγή οξυγόνου κατά τη διαδικασία της φωτοσύνθεσης.που απαντώνται στα φυτά. Όλη η ζωή στη Γη εξαρτάται βασικά από αυτή τη διαδικασία. Η φωτοσύνθεση είναι μια πολύπλοκη διαδικασία πολλαπλών σταδίων. Το φως του δίνει την αρχή. Η ίδια η φωτοσύνθεση αποτελείται από δύο φάσεις: το φως και το σκοτάδι. ΣΕ ελαφριά φάσηη χρωστική χλωροφύλλη που περιέχεται στα φύλλα των φυτών σχηματίζει ένα λεγόμενο σύμπλεγμα «φωτοαπορροφώντας», το οποίο παίρνει ηλεκτρόνια από το νερό και έτσι το διασπά σε ιόντα υδρογόνου και οξυγόνο:
2H 2 O = 4e + 4H + O 2
Τα συσσωρευμένα πρωτόνια συμβάλλουν στη σύνθεση του ATP:
ADP + P = ATP
Κατά τη σκοτεινή φάση, το διοξείδιο του άνθρακα και το νερό μετατρέπονται σε γλυκόζη. Και το οξυγόνο απελευθερώνεται ως υποπροϊόν:
6CO 2 + 6H 2 O = C 6 H 12 O 6 + O 2
ιστοσελίδα, όταν αντιγράφετε υλικό εν όλω ή εν μέρει, απαιτείται σύνδεσμος προς την πηγή.
Σήμερα, το θέμα της οικολογίας έρχεται στο προσκήνιο. Αλλά μια υγιής οικολογία είναι αδύνατη χωρίς οξυγόνο. Αυτό είναι το κύριο δομικό στοιχείο για τη διατήρηση της ζωής στον πλανήτη. Επιπλέον, το οξυγόνο εμπλέκεται συχνά σε πολλά χημικές αντιδράσεις. Ας σκεφτούμε, πώς να πάρετε οξυγόνοσε χημικό εργαστήριο.
Για να αποκτήσουμε οξυγόνο, ενισχύουμε έναν δοκιμαστικό σωλήνα από πυρίμαχο γυαλί σε βάση και προσθέτουμε 5 g σκόνης (νιτρικό κάλιο KNO 3 ή νιτρικό νάτριο NaNO 3). Ας τοποθετήσουμε ένα φλιτζάνι από πυρίμαχο υλικό γεμάτο με άμμο κάτω από τον δοκιμαστικό σωλήνα, αφού κατά τη διάρκεια αυτού του πειράματος η καυτή μάζα συχνά λιώνει και ρέει έξω. Επομένως, θα κρατάμε τον καυστήρα στο πλάι κατά τη θέρμανση. Όταν ζεστάνουμε πολύ δυνατά το άλας, θα λιώσει και θα απελευθερωθεί οξυγόνο από αυτό (θα το εντοπίσουμε με τη βοήθεια ενός θραύσματος που σιγοκαίει - θα αναφλεγεί σε δοκιμαστικό σωλήνα). Σε αυτή την περίπτωση, το νιτρικό κάλιο θα μετατραπεί σε νιτρώδη KNO 2. Στη συνέχεια, χρησιμοποιήστε λαβίδες ή τσιμπιδάκια για να ρίξετε ένα κομμάτι μοσχευμάτων στο τήγμα (ποτέ μην κρατάτε το πρόσωπό σας πάνω από τον δοκιμαστικό σωλήνα). Το θείο θα αναφλεγεί και θα καεί, απελευθερώνοντας μεγάλη ποσότηταθερμότητα. Το πείραμα πρέπει να πραγματοποιηθεί με ανοιχτά παράθυρα(λόγω των οξειδίων του θείου που προκύπτουν).
Η διαδικασία προχωρά ως εξής (θέρμανση):
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
Το οξυγόνο μπορεί επίσης να ληφθεί με άλλες μεθόδους. Το υπερμαγγανικό κάλιο KMnO 4 απελευθερώνει οξυγόνο όταν θερμαίνεται και μετατρέπεται σε οξείδιο του μαγγανίου (4):
2KMnO 4 → MnO 2 + K 2 MnO 4 + O 2.
Από 10 g υπερμαγγανικού καλίου μπορείτε να πάρετε περίπου ένα λίτρο οξυγόνου, που σημαίνει ότι δύο γραμμάρια είναι αρκετά για να γεμίσετε πέντε δοκιμαστικούς σωλήνες κανονικού μεγέθους με οξυγόνο.
Ζεσταίνουμε μια ορισμένη ποσότητα υπερμαγγανικού καλίου σε έναν πυρίμαχο δοκιμαστικό σωλήνα και συλλαμβάνουμε το απελευθερωμένο οξυγόνο στους δοκιμαστικούς σωλήνες χρησιμοποιώντας ένα πνευματικό λουτρό. Όταν οι κρύσταλλοι ραγίζουν, καταστρέφονται και συχνά μια ορισμένη ποσότητα σκονισμένου υπερμαγγανικού παρασύρεται μαζί με το αέριο. Σε αυτή την περίπτωση, το νερό στο πνευματικό λουτρό και στον σωλήνα εξόδου θα γίνει κόκκινο.
Το οξυγόνο μπορεί επίσης να ληφθεί σε μεγάλες ποσότητες από το υπεροξείδιο του υδρογόνου (υπεροξείδιο) H 2 O 2 . Το υπεροξείδιο του υδρογόνου δεν είναι πολύ σταθερό. Όταν στέκεται ήδη στον αέρα, αποσυντίθεται σε οξυγόνο και:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
Μπορείτε να πάρετε οξυγόνο πολύ πιο γρήγορα εάν προσθέσετε λίγο διοξείδιο του μαγγανίου MnO 2, ενεργό άνθρακα, σκόνη μετάλλου, αίμα (πηγμένο ή φρέσκο) και σάλιο στο υπεροξείδιο. Αυτές οι ουσίες δρουν ως καταλύτες.
Μπορούμε να το επαληθεύσουμε εάν τοποθετήσουμε περίπου 1 ml υπεροξειδίου του υδρογόνου με μία από τις ονομαζόμενες ουσίες σε ένα μικρό δοκιμαστικό σωλήνα και προσδιορίσουμε την παρουσία απελευθερωμένου οξυγόνου χρησιμοποιώντας μια δοκιμή θραυσμάτων. Εάν προστεθεί ίση ποσότητα αίματος ζώου σε 5 ml διαλύματος υπεροξειδίου του υδρογόνου τριών τοις εκατό σε ένα ποτήρι ζέσεως, το μείγμα θα αφρίσει έντονα, ο αφρός θα σκληρύνει και θα διογκωθεί ως αποτέλεσμα της απελευθέρωσης φυσαλίδων οξυγόνου.
Οι καταλύτες αυξάνουν τον ρυθμό αντίδρασης χημική διαδικασίακαι ταυτόχρονα δεν καταναλώνονται οι ίδιοι. Μειώνουν τελικά την ενέργεια ενεργοποίησης που απαιτείται για την έναρξη μιας αντίδρασης. Υπάρχουν όμως και ουσίες που δρουν αντίθετα. Ονομάζονται αρνητικοί καταλύτες ή αναστολείς. Για παράδειγμα, το φωσφορικό οξύ εμποδίζει την αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου. Επομένως, το εμπορικό διάλυμα υπεροξειδίου του υδρογόνου συνήθως σταθεροποιείται με φωσφορικό ή ουρικό οξύ. Στη ζωντανή φύση, οι λεγόμενοι βιοκαταλύτες (ένζυμα, ορμόνες) συμμετέχουν σε πολλές διαδικασίες.
Οξυγόνο Οέχει ατομικό αριθμό 8, που βρίσκεται στην κύρια υποομάδα (υποομάδα α) VIόμιλο, στη δεύτερη περίοδο. Στα άτομα οξυγόνου, τα ηλεκτρόνια σθένους βρίσκονται στο 2ο επίπεδο ενέργειας, έχοντας μόνο μικρό- Και Π-τροχιακά. Αυτό αποκλείει την πιθανότητα μετάβασης των ατόμων Ο σε διεγερμένη κατάσταση, επομένως το οξυγόνο σε όλες τις ενώσεις εμφανίζει σταθερό σθένος ίσο με II. Έχοντας υψηλή ηλεκτραρνητικότητα, τα άτομα οξυγόνου στις ενώσεις είναι πάντα αρνητικά φορτισμένα (c.d. = -2 ή -1). Εξαίρεση αποτελούν τα φθορίδια OF 2 και O 2 F 2 .
Για το οξυγόνο, οι καταστάσεις οξείδωσης είναι γνωστές -2, -1, +1, +2
Γενικά χαρακτηριστικά του στοιχείου
Το οξυγόνο είναι το πιο κοινό στοιχείο στη Γη, αντιπροσωπεύοντας λίγο λιγότερο από το μισό, το 49% της συνολικής μάζας φλοιός της γης. Το φυσικό οξυγόνο αποτελείται από 3 σταθερά ισότοπα 16 O, 17 O και 18 O (επικρατεί το 16 O). Το οξυγόνο είναι μέρος της ατμόσφαιρας (20,9% κατ' όγκο, 23,2 κατά μάζα), στη σύνθεση νερού και περισσότερων από 1.400 ορυκτών: πυρίτιο, πυριτικά και αργιλοπυριτικά άλατα, μάρμαρα, βασάλτες, αιματίτης και άλλα ορυκτά και πετρώματα. Το οξυγόνο αποτελεί το 50-85% της μάζας των ιστών των φυτών και των ζώων, καθώς περιέχεται σε πρωτεΐνες, λίπη και υδατάνθρακες που αποτελούν τους ζωντανούς οργανισμούς. Ο ρόλος του οξυγόνου για τις διαδικασίες αναπνοής και οξείδωσης είναι γνωστός.
Το οξυγόνο είναι σχετικά ελαφρώς διαλυτό στο νερό - 5 όγκοι σε 100 όγκους νερού. Ωστόσο, εάν όλο το διαλυμένο οξυγόνο στο νερό περνούσε στην ατμόσφαιρα, θα καταλάμβανε τεράστιο όγκο - 10 εκατομμύρια km 3 (n.s.). Αυτό ισούται με περίπου το 1% του συνόλου του οξυγόνου στην ατμόσφαιρα. Ο σχηματισμός μιας ατμόσφαιρας οξυγόνου στη γη οφείλεται στις διαδικασίες της φωτοσύνθεσης.
Ανακαλύφθηκε από τον Σουηδό K. Scheele (1771 - 1772) και τον Άγγλο J. Priestley (1774). Το πρώτο χρησιμοποιούσε θέρμανση νιτρικών, το δεύτερο - οξείδιο του υδραργύρου (+2). Το όνομα δόθηκε από τον A. Lavoisier («οξυγόνο» - «γεννώντας οξέα»).
Στην ελεύθερη μορφή του, υπάρχει σε δύο αλλοτροπικές τροποποιήσεις - «συνηθισμένο» οξυγόνο O 2 και όζον O 3 .
Η δομή του μορίου του όζοντος
3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
Το όζον στη στρατόσφαιρα σχηματίζει ένα λεπτό στρώμα που απορροφά τα περισσότερα από τα βιολογικά επιβλαβή υπεριωδης ΑΚΤΙΝΟΒΟΛΙΑ.
Κατά την αποθήκευση, το όζον μετατρέπεται αυθόρμητα σε οξυγόνο. Χημικά, το οξυγόνο O2 είναι λιγότερο ενεργό από το όζον. Η ηλεκτραρνητικότητα του οξυγόνου είναι 3,5.
Φυσικές ιδιότητες του οξυγόνου
O 2 – άχρωμο, άοσμο και άγευστο αέριο, σ.τ. –218,7 °C, bp. –182,96 °C, παραμαγνητικό.
Υγρό O 2 μπλε, στερεό – μπλε χρώματος. Το O 2 είναι διαλυτό στο νερό (καλύτερο από το άζωτο και το υδρογόνο).
Λήψη οξυγόνου
1. Βιομηχανική μέθοδος - απόσταξη υγρού αέρα και ηλεκτρόλυση νερού:
2H 2 O → 2H 2 + O 2 
2. Στο εργαστήριο λαμβάνεται οξυγόνο:
1. Ηλεκτρόλυση αλκαλικών υδατικών διαλυμάτων ή υδατικών διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν οξυγόνο (Na 2 SO 4, κ.λπ.)
2. Θερμική αποσύνθεση υπερμαγγανικού καλίου KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,
Αλάτι Berthollet KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (καταλύτης MnO 2)
Οξείδιο του μαγγανίου (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),
3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),
Υπεροξείδιο του βαρίου BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2
3. Αποσύνθεση υπεροξειδίου του υδρογόνου:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (καταλύτης MnO 2)
4. Αποσύνθεση νιτρικών:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
Επί διαστημόπλοιακαι τα υποβρύχια, το οξυγόνο λαμβάνεται από ένα μείγμα K 2 O 2 και K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O
Σύνολο:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 2
Όταν χρησιμοποιείται K 2 O 2, η συνολική αντίδραση μοιάζει με αυτό:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2
Εάν αναμίξετε K 2 O 2 και K 2 O 4 σε ίσες (δηλαδή ισομοριακές) ποσότητες, τότε θα απελευθερωθεί ένα mole O 2 ανά 1 mole απορροφούμενου CO 2.
Χημικές ιδιότητες του οξυγόνου
Το οξυγόνο υποστηρίζει την καύση. Καύση - β
μια ταχεία διαδικασία οξείδωσης μιας ουσίας, που συνοδεύεται από την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας και φωτός.
Για να αποδείξετε ότι η φιάλη περιέχει οξυγόνο και όχι κάποιο άλλο αέριο, πρέπει να κατεβάσετε ένα σιγαστήρα που σιγοκαίει στη φιάλη. Στο οξυγόνο, ένα σπάσιμο που σιγοκαίει αναβοσβήνει έντονα. Η καύση διαφόρων ουσιών στον αέρα είναι μια διεργασία οξειδοαναγωγής στην οποία το οξυγόνο είναι ο οξειδωτικός παράγοντας. Οι οξειδωτικοί παράγοντες είναι ουσίες που «παίρνουν» ηλεκτρόνια από αναγωγικές ουσίες. Καλός οξειδωτικές ιδιότητεςΤο οξυγόνο μπορεί εύκολα να εξηγηθεί από τη δομή του εξωτερικού του κελύφους ηλεκτρονίων.
Το κέλυφος σθένους του οξυγόνου βρίσκεται στο 2ο επίπεδο - σχετικά κοντά στον πυρήνα. Επομένως, ο πυρήνας προσελκύει έντονα ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του. Στο κέλυφος σθένους του οξυγόνου 2s 2 2p 4υπάρχουν 6 ηλεκτρόνια. Κατά συνέπεια, από την οκτάδα λείπουν δύο ηλεκτρόνια, τα οποία το οξυγόνο τείνει να δέχεται από τα ηλεκτρονιακά κελύφη άλλων στοιχείων, αντιδρώντας μαζί τους ως οξειδωτικός παράγοντας.
Το οξυγόνο έχει τη δεύτερη (μετά το φθόριο) ηλεκτραρνητικότητα στην κλίμακα Pauling. Επομένως, στη συντριπτική πλειοψηφία των ενώσεων του με άλλα στοιχεία, το οξυγόνο έχει αρνητικόςβαθμό οξείδωσης. Ο μόνος ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας από το οξυγόνο είναι ο γείτονάς του στην περίοδο, το φθόριο. Επομένως, οι ενώσεις οξυγόνου με φθόριο είναι οι μόνες όπου το οξυγόνο έχει θετική κατάσταση οξείδωσης.
Έτσι, το οξυγόνο είναι το δεύτερο πιο ισχυρό οξειδωτικό μέσο μεταξύ όλων των στοιχείων του Περιοδικού Πίνακα. Οι περισσότερες από τις πιο σημαντικές χημικές του ιδιότητες συνδέονται με αυτό.
Όλα τα στοιχεία αντιδρούν με το οξυγόνο εκτός από το Au, Pt, He, Ne και Ar σε όλες τις αντιδράσεις (εκτός από την αλληλεπίδραση με το φθόριο), το οξυγόνο είναι οξειδωτικός παράγοντας.
Το οξυγόνο αντιδρά εύκολα με μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών:
4Li + O 2 → 2Li 2 O,
2K + O 2 → K 2 O 2,
2Ca + O 2 → 2CaO,
2Na + O 2 → Na 2 O 2,
2K + 2O 2 → K 2 O 4
Λεπτή σκόνη σιδήρου (ο λεγόμενος πυροφορικός σίδηρος) αναφλέγεται αυθόρμητα στον αέρα, σχηματίζοντας Fe 2 O 3 και το χαλύβδινο σύρμα καίγεται σε οξυγόνο εάν θερμανθεί εκ των προτέρων:
3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
2Mg + O 2 → 2MgO
2Cu + O 2 → 2CuO
Το οξυγόνο αντιδρά με τα αμέταλλα (θείο, γραφίτης, υδρογόνο, φώσφορος κ.λπ.) όταν θερμαίνεται:
S + O 2 → SO 2,
C + O 2 → CO 2,
2H 2 + O 2 → H 2 O,
4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,
Si + O 2 → SiO 2, κ.λπ.
Σχεδόν όλες οι αντιδράσεις που περιλαμβάνουν οξυγόνο O2 είναι εξώθερμες, με σπάνιες εξαιρέσεις, για παράδειγμα:
Ν2+Ο2 → 2NO–Q
Αυτή η αντίδραση συμβαίνει σε θερμοκρασίες πάνω από 1200 o C ή σε ηλεκτρική εκκένωση.
Το οξυγόνο είναι ικανό να οξειδώνει πολύπλοκες ουσίες, για παράδειγμα:
2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (περσόνα οξυγόνου),
2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (έλλειψη οξυγόνου),
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (χωρίς καταλύτη),
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (παρουσία καταλύτη Pt),
CH 4 (μεθάνιο) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,
4FeS 2 (πυρίτης) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Οι ενώσεις που περιέχουν το κατιόν διοξυγονυλίου O 2 + είναι γνωστές, για παράδειγμα, O 2 + - (η επιτυχής σύνθεση αυτής της ένωσης ώθησε τον N. Bartlett να προσπαθήσει να αποκτήσει ενώσεις αδρανών αερίων).
Οζο
Το όζον είναι χημικά πιο ενεργό από το οξυγόνο O2. Έτσι, το όζον οξειδώνει ιόντα ιωδίου -Ι- σε διάλυμα Kl:
O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH
Το όζον είναι πολύ τοξικό, οι τοξικές του ιδιότητες είναι ισχυρότερες από, για παράδειγμα, το υδρόθειο. Ωστόσο, στη φύση, το όζον περιέχεται σε υψηλά στρώματαατμόσφαιρα, λειτουργεί ως προστάτης όλης της ζωής στη Γη από την καταστροφική υπεριώδη ακτινοβολία του ήλιου. Το λεπτό στρώμα του όζοντος απορροφά αυτή την ακτινοβολία και δεν φτάνει στην επιφάνεια της Γης. Υπάρχουν σημαντικές διακυμάνσεις στο πάχος και την έκταση αυτού του στρώματος με την πάροδο του χρόνου (η λεγόμενη τρύπα του όζοντος δεν έχουν ακόμη διευκρινιστεί οι λόγοι για τέτοιες διακυμάνσεις).
Εφαρμογή Οξυγόνου Ο 2: εντατικοποίηση των διαδικασιών παραγωγής χυτοσιδήρου και χάλυβα, στην τήξη μη σιδηρούχων μετάλλων, ως οξειδωτικό σε διάφορες χημικές βιομηχανίες, για υποστήριξη ζωής σε υποβρύχια, ως οξειδωτικό για καύσιμο πυραύλων (υγρό οξυγόνο), στην ιατρική, στη συγκόλληση και κοπή μετάλλων.
Εφαρμογή όζοντος O 3:για την απολύμανση του πόσιμου νερού, Λυμάτων, αέρας, για λεύκανση υφασμάτων. 
Τέσσερα στοιχεία «χαλκογόνο» (δηλαδή «γεννώντας τον χαλκό») οδηγούν την κύρια υποομάδα της ομάδας VI (σύμφωνα με νέα ταξινόμηση- 16η ομάδα) του περιοδικού πίνακα. Εκτός από το θείο, το τελλούριο και το σελήνιο, αυτά περιλαμβάνουν επίσης οξυγόνο. Ας ρίξουμε μια πιο προσεκτική ματιά στις ιδιότητες αυτού του στοιχείου, του πιο συνηθισμένου στη Γη, καθώς και στη χρήση και παραγωγή οξυγόνου.
Επικράτηση στοιχείων
Σε δεσμευμένη μορφή, εισέρχεται οξυγόνο χημική σύνθεσηνερό - του ποσοστόαποτελεί περίπου το 89%, καθώς και στα κύτταρα όλων των έμβιων όντων - φυτών και ζώων.
Στον αέρα, το οξυγόνο βρίσκεται σε ελεύθερη κατάσταση με τη μορφή O2, καταλαμβάνοντας το ένα πέμπτο της σύνθεσής του και με τη μορφή όζοντος - O3.
Φυσικές ιδιότητες
Το οξυγόνο O2 είναι ένα αέριο που είναι άχρωμο, άγευστο και άοσμο. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Το σημείο βρασμού είναι 183 βαθμοί κάτω από το μηδέν Κελσίου. Σε υγρή μορφή, το οξυγόνο είναι μπλε και σε στερεή μορφή σχηματίζει μπλε κρυστάλλους. Το σημείο τήξης των κρυστάλλων οξυγόνου είναι 218,7 βαθμοί κάτω από το μηδέν Κελσίου.
Χημικές ιδιότητες
Όταν θερμαίνεται, το στοιχείο αυτό αντιδρά με πολλές απλές ουσίες, μέταλλα και αμέταλλα, σχηματίζοντας τα λεγόμενα οξείδια - ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο. στην οποία στοιχεία εισέρχονται με οξυγόνο ονομάζεται οξείδωση.
Για παράδειγμα,
4Na + O2= 2Na2O
2. Μέσω της αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου όταν αυτό θερμαίνεται παρουσία οξειδίου του μαγγανίου, το οποίο λειτουργεί ως καταλύτης.
3. Μέσω της αποσύνθεσης του υπερμαγγανικού καλίου.
Το οξυγόνο παράγεται στη βιομηχανία με τους εξής τρόπους:
1. Για τεχνικούς σκοπούς, το οξυγόνο λαμβάνεται από τον αέρα, στον οποίο η συνήθης περιεκτικότητά του είναι περίπου 20%, δηλ. πέμπτο μέρος. Για να γίνει αυτό, πρώτα καίγεται ο αέρας, παράγοντας ένα μείγμα που περιέχει περίπου 54% υγρό οξυγόνο, 44% υγρό άζωτο και 2% υγρό αργό. Αυτά τα αέρια στη συνέχεια διαχωρίζονται χρησιμοποιώντας μια διαδικασία απόσταξης, χρησιμοποιώντας το σχετικά μικρό εύρος μεταξύ των σημείων βρασμού του υγρού οξυγόνου και του υγρού αζώτου - μείον 183 και μείον 198,5 μοίρες, αντίστοιχα. Αποδεικνύεται ότι το άζωτο εξατμίζεται νωρίτερα από το οξυγόνο.
Ο σύγχρονος εξοπλισμός εξασφαλίζει την παραγωγή οξυγόνου οποιουδήποτε βαθμού καθαρότητας. Το άζωτο, το οποίο λαμβάνεται με το διαχωρισμό του υγρού αέρα, χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη στη σύνθεση των παραγώγων του.
2. Παράγει επίσης πολύ καθαρό οξυγόνο. Αυτή η μέθοδος έχει γίνει ευρέως διαδεδομένη σε χώρες με πλούσιους πόρους και φθηνή ηλεκτρική ενέργεια.
Εφαρμογή οξυγόνου
Το οξυγόνο είναι το πιο σημαντικό στοιχείο στη ζωή ολόκληρου του πλανήτη μας. Αυτό το αέριο, το οποίο περιέχεται στην ατμόσφαιρα, καταναλώνεται κατά τη διαδικασία από ζώα και ανθρώπους.
Η λήψη οξυγόνου είναι πολύ σημαντική για τομείς ανθρώπινης δραστηριότητας όπως η ιατρική, η συγκόλληση και κοπή μετάλλων, η ανατίναξη, η αεροπορία (για την ανθρώπινη αναπνοή και τη λειτουργία του κινητήρα) και η μεταλλουργία.
Σε εξέλιξη ΟΙΚΟΝΟΜΙΚΗ ΔΡΑΣΤΗΡΙΟΤΗΤΑΤο ανθρώπινο οξυγόνο καταναλώνεται σε μεγάλες ποσότητες - για παράδειγμα, κατά την καύση διάφοροι τύποικαύσιμα: φυσικό αέριο, μεθάνιο, άνθρακας, ξύλο. Σε όλες αυτές τις διεργασίες, σχηματίζεται ταυτόχρονα, η φύση έχει προβλέψει τη διαδικασία της φυσικής δέσμευσης αυτής της ένωσης με τη χρήση φωτοσύνθεσης, η οποία λαμβάνει χώρα σε πράσινα φυτά υπό την επίδραση. ηλιακό φως. Ως αποτέλεσμα αυτής της διαδικασίας, σχηματίζεται γλυκόζη, την οποία στη συνέχεια το φυτό χρησιμοποιεί για να χτίσει τους ιστούς του.
Το οξυγόνο εμφανίστηκε στην ατμόσφαιρα της γης με την εμφάνιση πράσινων φυτών και φωτοσυνθετικών βακτηρίων. Χάρη στο οξυγόνο, οι αερόβιοι οργανισμοί πραγματοποιούν την αναπνοή ή την οξείδωση. Είναι σημαντικό να λαμβάνεται οξυγόνο στη βιομηχανία - χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία, την ιατρική, την αεροπορία, την εθνική οικονομία και άλλες βιομηχανίες.
Ιδιότητες
Το οξυγόνο είναι το όγδοο στοιχείο του περιοδικού πίνακα. Είναι ένα αέριο που υποστηρίζει την καύση και οξειδώνει ουσίες.
Ρύζι. 1. Οξυγόνο στον περιοδικό πίνακα.
Το οξυγόνο ανακαλύφθηκε επίσημα το 1774. Ο Άγγλος χημικός Joseph Priestley απομόνωσε το στοιχείο από το οξείδιο του υδραργύρου:
2HgO → 2Hg + O 2 .
Ωστόσο, ο Priestley δεν γνώριζε ότι το οξυγόνο είναι μέρος του αέρα. Οι ιδιότητες και η παρουσία του οξυγόνου στην ατμόσφαιρα καθορίστηκαν αργότερα από τον συνάδελφο του Priestley, τον Γάλλο χημικό Antoine Lavoisier.
Γενικά χαρακτηριστικά του οξυγόνου:
- άχρωμο αέριο?
- δεν έχει μυρωδιά ή γεύση.
- βαρύτερο από τον αέρα?
- το μόριο αποτελείται από δύο άτομα οξυγόνου (O 2).
- σε υγρή κατάσταση έχει ανοιχτό μπλε χρώμα.
- ελάχιστα διαλυτό στο νερό.
- είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.
Ρύζι. 2. Υγρό οξυγόνο.
Η παρουσία οξυγόνου μπορεί εύκολα να ελεγχθεί χαμηλώνοντας ένα σιγαστήρα που σιγοκαίει σε ένα δοχείο που περιέχει αέριο. Παρουσία οξυγόνου, ο φακός φλέγεται.
Πώς το παίρνετε;
Υπάρχουν πολλές γνωστές μέθοδοι για τη λήψη οξυγόνου από διάφορες συνδέσειςσε βιομηχανικές και εργαστηριακές συνθήκες. Στη βιομηχανία, το οξυγόνο λαμβάνεται από τον αέρα υγροποιώντας τον υπό πίεση και σε θερμοκρασία -183°C. Ο υγρός αέρας υπόκειται σε εξάτμιση, δηλ. σταδιακά ζεσταίνονται. Στους -196°C, το άζωτο αρχίζει να εξατμίζεται και το οξυγόνο παραμένει υγρό.
Στο εργαστήριο, το οξυγόνο σχηματίζεται από άλατα, υπεροξείδιο του υδρογόνου και ως αποτέλεσμα ηλεκτρόλυσης. Η αποσύνθεση των αλάτων συμβαίνει όταν θερμαίνονται. Για παράδειγμα, το χλωρικό κάλιο ή το άλας βερθολίτη θερμαίνεται στους 500°C και το υπερμαγγανικό κάλιο ή το υπερμαγγανικό κάλιο θερμαίνεται στους 240°C:
- 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2;
- 2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .
Ρύζι. 3. Θέρμανση αλατιού Berthollet.
Μπορείτε επίσης να πάρετε οξυγόνο θερμαίνοντας νιτρικό ή νιτρικό κάλιο:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 .
Κατά την αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου, ως καταλύτης χρησιμοποιείται οξείδιο του μαγγανίου (IV) - MnO 2, άνθρακας ή σκόνη σιδήρου. Γενική εξίσωσηως εξής:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2.
Ένα διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου υφίσταται ηλεκτρόλυση. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται νερό και οξυγόνο:
4NaOH → (ηλεκτρόλυση) 4Na + 2H 2 O + O 2 .
Το οξυγόνο απομονώνεται επίσης από το νερό χρησιμοποιώντας ηλεκτρόλυση, αποσυντίθεται σε υδρογόνο και οξυγόνο:
2H 2 O → 2H 2 + O 2.
Στα πυρηνικά υποβρύχια, το οξυγόνο ελήφθη από υπεροξείδιο του νατρίου - 2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2. Η μέθοδος είναι ενδιαφέρουσα στο ότι, μαζί με την απελευθέρωση οξυγόνου, απορροφάται και διοξείδιο του άνθρακα.
Τρόπος χρήσης
Η συλλογή και η αναγνώριση είναι απαραίτητες για την απελευθέρωση καθαρού οξυγόνου, το οποίο χρησιμοποιείται στη βιομηχανία για την οξείδωση ουσιών, καθώς και για τη διατήρηση της αναπνοής στο διάστημα, κάτω από το νερό και σε δωμάτια με καπνό (το οξυγόνο είναι απαραίτητο για τους πυροσβέστες). Στην ιατρική, οι φιάλες οξυγόνου βοηθούν τους ασθενείς με αναπνευστικές δυσκολίες να αναπνέουν. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται επίσης για τη θεραπεία παθήσεων του αναπνευστικού.
Το οξυγόνο χρησιμοποιείται για την καύση καυσίμων - άνθρακα, πετρέλαιο, φυσικό αέριο. Το οξυγόνο χρησιμοποιείται ευρέως στη μεταλλουργία και τη μηχανολογία, για παράδειγμα, για τήξη, κοπή και συγκόλληση μετάλλων.
Μέση βαθμολογία: 4.9. Συνολικές βαθμολογίες που ελήφθησαν: 177.