Oxigén (kémiai elem)
Oxigén (latin Oxygenium), O, egy kémiai elem csoport VI a rövid formában (16 th csoportja a hosszú forma) a periódusos rendszer, tárgya egy kalkogén; atomi száma 8, atomsúlyától 15,9994. A természetes oxigén három izotópok 16 O (99,757%), 17 O (0,038%), és 18 D (0,205%). Túlsúlya a legtöbb fényt izotóp keveréket Körülbelül 16 annak a ténynek köszönhető, hogy az atommag G áll, 16 8 8 protonok és a neutronok. Azonos számú protonok és a neutronok eredményező nagy energiájú a sejtmagban a legnagyobb stabilitás és a magok 16 O képest a többiek. Mesterségesen előállított radioizotópok tömeges számok 12-26.
Történelmi háttér. Oxigén érkezik 1774-ben, a független K. Scheele (kalcinálással nitrát KNO3 és NaNO3 nátrium-kálium. MnO2 mangán-dioxidot, és egyéb anyagok), és J. Priestley (ólom-tetroxiddal melegítés Pb3 O4 és higany-oxid HgO). Később, amikor kiderült, hogy az oxigén egy részét savak, Lavoisier javasolta a név oxygène (a görög όχύς - savas és γεννάω - született, így az orosz neve „oxigén”).
Oxigén - biogén elem - egy része a fő osztálya a természetes szerves vegyületek (fehérjék, lipidek, nukleinsavak, szénhidrátok, stb) és a csontváz a szervetlen vegyületek.
Tulajdonságok. A szerkezet a külső elektronikus kagyló oxigénatom 2 2s 2p 4; a vegyületek mutatnak oxidációs állapotban -2, -1, ritkán +1, +2; Pauling elektronegativitási által 3,44 (a legtöbb elektronegatív elem után fluoratom); atomi sugara 60 pm; ion sugara O2 -121-ig (a koordinációs száma 2). A gáz-halmazállapotú, folyékony és szilárd állapotok oxigén formájában létezik egy kétatomos molekula O2. O2 molekulák paramágneses. Van is egy allotrop módosítása oxigén - ózon, O3 álló háromatomos molekulák.
Az alapállapotú oxigénatom van egy páros számú vegyérték elektronok amelyek közül kettő nem párosított. Ezért, az oxigén, amely nem rendelkezik alacsony energiájú betöltetlen d-opbitali, a legtöbb kémiai vegyületek kétértékű. Jellegétől függően a kémiai kötésre és a kristály szerkezetű vegyületet koordinációs száma oxigén különböző lehet: O (atomos oxigén), 1 (. Pl, O2, CO2), 2 (például H2 O, H2 O2), 3 (például, H3 O +), 4 (például oxoecetsav Be és Zn), 6 (például, MgO, CdO), 8 (például, Na2 O, Cs2 O). Mivel a kis sugarú oxigénatom kialakítására képes egy erős π-kötést létesíteni más atomokkai, például oxigénatomokat (O2. O3), szén, nitrogén, kén, foszfor. Ezért, az egyik oxigén kettős kötés (494 kJ / mol) energetikailag kedvezőbb, mint az egyszerű, két (146 kJ / mól).
Paramágnesesség O2 molekulák jelenléte miatt két párosítatlan elektront párhuzamos forog kétszeresen degenerált π * antibonding pályák. Mivel a kötési orbitális a molekula egy négy elektron több, mint a lazítás, az eljárás kapcsán O2 2 m. E. A kapcsolat a kettős oxigénatomok. Ha a fotokémiai vagy kémiai hatásokkal egy π * orbitális két elektron ellentétes spin merül fel az első gerjesztett állapotban, az energia található 92 kJ / mol a föld felett. Ha a gerjesztés az oxigénatom, két elektron foglalnak két különböző π * orbitális és a hátsó szemben, van egy második gerjesztett állapot, energia 155 kJ / mol-nál nagyobb a mag. A gerjesztés növekedése kíséri az atomi távolságokkal O-O: 120,74 pm a földről állam 121,55 pm az első a 122,77 pm második gerjesztett állapot, ami viszont azt eredményezi, hogy gyengül a O-O és fokozása kémiai aktivitása az oxigén. Mind a gerjesztett állapota O2 molekulák fontos szerepet játszanak az oxidációs reakciókat a gáz fázisban.
Oxigén - gáz nélkül színe, szaga és íze; op -218,3 ° C -182,9 ° C Forráspont, a sűrűsége oxigéngáz 1,428.97 kg / dm 3 (0 ° C-on és normál nyomáson). Folyékony oxigén - világoskék folyadék, szilárd oxigén - kék kristályos szilárd anyag formájában. A 0 ° C-24,65-10 -3 hővezetési W / (mK), moláris fajhő állandó nyomás 29.27 J / (mol · K), a dielektromos állandója 1,000547 gáz halmazállapotú oxigén, folyékony 1491. Oxigén gyengén oldódik vízben (3,1 térfogat% oxigént át 20 ° C-on), jól oldódnak bizonyos oldószerekben szervesfluorid, például a perfluor-dekalin (4500 térfogat% oxigént át 0 ° C-on). Jelentős mennyiségű oxigént oldunk nemesfémek: ezüst, arany és platina. A oldhatósága a gáz az olvadt ezüst (2200 térfogat% át 962 ° C-on) meredeken csökken a hőmérséklet csökken, így a hűtőlevegő „forraljuk” ezüst és az olvadékot permetezünk miatt intenzív felszabadulását az oldott oxigén.
Oxigén erősen reakcióképes, erős oxidálószer: reagáltatjuk a legtöbb egyszerű anyagok normális körülmények között, elsősorban a kialakulását a megfelelő oxidok (számos reakció zajlik lassan szobahőmérsékleten vagy alacsonyabb hőmérsékleten, melegítéssel kíséretében robbanás és felszabadulása nagy mennyiségű hő). Oxigén reagáltatjuk standard körülmények között hidrogénnel (víz képződik H2 O; keverékét oxigén és hidrogén robbanékonyak - lásd durranógáz) melegítve - kén (kén-dioxid SO2 és kén-trioxid SO3), szén (szén-SB-oxid-dioxid CO2 szén) foszfor (foszfor-oxidok), fémek (fém-oxidok), különösen könnyen alkálifém- és alkáliföldfém (elsősorban peroxidok és szuperoxidok fémek, mint például a bárium-peroxid, BaO2. kálium-szuperoxid KO2). Oxigén reakcióba lép a nitrogén feletti hőmérsékleten 1200 ° C-on, vagy ha ki vannak téve az elektromos kisülés (nitrogén-monoxid NO képződik). oxigén vegyületek xenon, kripton, halogénatom, arany és platina állítjuk elő közvetve. Oxigén nem képez kémiai vegyületek héliummal, neon és argon. Folyékony oxigén is erős oxidálószer: vatta impregnált őket azonnal elégeti gyújtásra, néhány illékony szerves anyagok esetleges meggyulladhatnak, amikor a parttól néhány méterre egy nyitott edény folyékony oxigén.
Oxigén képez három ionos formái, amelyek mindegyike meghatározza a tulajdonságait egy adott osztály kémiai vegyületek: O 2 - szuperoxid (formális oxidációs állapota az oxigénatomok -0,5) O2 - - peroxid-vegyületek (oxidációs állapotban az oxigén atomok -1, mint például a hidrogén-peroxid H2 O2) , O 2- - oxid (oxidációs állapotban az oxigén atomok -2). A pozitív oxidációs állapotát, +1 és +2 oxigén megnyilvánul fluoridok O2 F2 és OF2 rendre. Fluorid instabilak oxigén, erős oxidáló szerekkel és fluorozó reagensek.
Molekuláris oxigént tartalmaz egy gyenge ligandum és csatlakozik néhány komplexek a Fe, Co, Mn, Cu. A legfontosabb ilyen komplexek ferroprotoporphyrin, része a hemoglobin - egy fehérje, amely az oxigént szállítja a közlekedés a szervezetben a melegvérű állatok.
A biológiai szerepe. Oxigén szabad formában, vagy annak részeként a különböző anyagok (például, enzimek, oxidázok és oxidoreduktázok) részt vesz valamennyi oxidációs folyamatokat az élő organizmusok. Ennek eredményeként nagy mennyiségű energia szabadul fel fogyasztott élete során.
Megközelítés. Az ipari léptékű oxigén által termelt cseppfolyósító és frakcionált desztillációval levegő (lásd cikket a levegő szétválasztása), és a víz elektrolízisével. A laboratóriumi körülmények között, az oxigén által termelt bomlás hevítve hidrogén-peroxid (2P2 O2 = 2H2 O + O2), fém-oxidok (például, higany-oxid: 2HgO = 2 Hg + O2), sói oxigéntartalmú oxidáló savak (például, kálium-klorát: 2KlO3 = 2KCl + . 3O2 kálium-permanganát: 2KMnO4 = K2 MnO4 + MnO2 + O2), az elektrolízis vizes nátrium-hidroxid-oldatot. Oxigéngáz tárolni és szállítani acélhengerek, festett kék színű, nyomáson 15 MPa és 42, folyékony oxigén - egy fémes Dewar vagy tartályok-speciális tartályokban.
Alkalmazás. Műszaki oxigént használunk oxidálószerként az acélipar (lásd például, BOF folyamat), a láng fémfeldolgozás (lásd, például oxigén vágás), a vegyiparban, a vegyületek szintetikus folyékony üzemanyag, kenőanyagok, salétromsav és kénsav, metanol, ammónia és ammóniás műtrágyák, peroxidok, fémek és mások. tiszta oxigént használnak az oxigén-légzőkészüléket a űrhajók, tengeralattjárók, a felemelkedést a nagy magasságban, lebonyolítása víz alatti munkák, leche ebnyh célra a gyógyászatban (lásd cikkünket Oxygen). Folyékony oxigént használunk oxidálószerként hajtógázok, robbantási műveletek. Vizes emulziói az oxigéngáz Néhány megoldásnál szerves fluorid oldószerek történő használatra javasolt mesterséges vér helyettesítő (például, perfluorane).