Neli elementi - "kalkogeen" (st "vase sünnitamine") juhivad VI rühma peamist alarühma (uue klassifikatsiooni järgi - 16. rühm) perioodiline süsteem. Lisaks väävlile, telluurile ja seleenile sisaldavad need ka hapnikku. Vaatame lähemalt selle Maal levinuima elemendi omadusi, samuti hapniku kasutamist ja tootmist.

Elementide arvukus

Seotud kujul sisaldub hapnik vee keemilises koostises - selle protsent on umbes 89%, samuti kõigi elusolendite - taimede ja loomade - rakkude koostises.

Õhus on hapnik vabas olekus O2 kujul, mis moodustab viiendiku selle koostisest, ja osooni kujul - O3.

Füüsikalised omadused

Hapnik O2 on värvitu, maitsetu ja lõhnatu gaas. See on vees vähe lahustuv. Keemistemperatuur on 183 kraadi alla nulli Celsiuse järgi. Vedelal kujul on hapnik sinist värvi ja tahkel kujul moodustab see siniseid kristalle. Hapnikukristallide sulamistemperatuur on 218,7 kraadi alla nulli Celsiuse järgi.

Keemilised omadused

Kuumutamisel reageerib see element paljude lihtsate ainetega, nii metallide kui ka mittemetallidega, moodustades samal ajal nn oksiide - elementide ühendeid hapnikuga. kus elemendid sisenevad hapnikuga, nimetatakse oksüdatsiooniks.

Näiteks,

4Na + O2= 2Na2O

2. Vesinikperoksiidi lagunemise kaudu, kui seda kuumutatakse mangaanoksiidi juuresolekul, mis toimib katalüsaatorina.

3. Kaaliumpermanganaadi lagunemise kaudu.

Hapniku tootmine tööstuses toimub järgmistel viisidel:

1. Tehnilistel eesmärkidel saadakse hapnikku õhust, milles selle tavapärane sisaldus on umbes 20%, s.o. viies osa. Selleks põletatakse õhk esmalt, saades segu, mille vedela hapniku sisaldus on umbes 54%, vedelat lämmastikku - 44% ja vedelat argooni - 2%. Seejärel eraldatakse need gaasid destilleerimisprotsessiga, kasutades suhteliselt väikest intervalli vedela hapniku ja vedela lämmastiku keemispunktide vahel – vastavalt miinus 183 ja miinus 198,5 kraadi. Selgub, et lämmastik aurustub enne hapnikku.

Kaasaegsed seadmed tagavad igasuguse puhtusastmega hapniku tootmise. Lämmastikku, mida saadakse vedela õhu eraldamisel, kasutatakse selle derivaatide sünteesil toorainena.

2. annab ka väga puhtal määral hapnikku. See meetod on laialt levinud rikaste loodusvarade ja odava elektriga riikides.

Hapniku rakendamine

Hapnik on kogu meie planeedi elus kõige olulisem element. Seda atmosfääris sisalduvat gaasi tarbivad selle käigus loomad ja inimesed.

Hapniku saamine on väga oluline sellistes inimtegevuse valdkondades nagu meditsiin, metallide keevitamine ja lõikamine, lõhkamine, lennundus (hingavate inimeste ja mootorite tööks), metallurgia.

Pooleli majanduslik tegevus inimese hapnikku kulub suurtes kogustes – näiteks põletamisel mitmesugused kütused: maagaas, metaan, kivisüsi, puit. Kõigis neis protsessides see moodustub.Samas on loodus ette näinud selle ühendi loomuliku seondumise protsessi fotosünteesi teel, mis toimub rohelistes taimedes päikesevalguse mõjul. Selle protsessi tulemusena moodustub glükoos, mida taim seejärel kasutab oma kudede ehitamiseks.

Hapnik siseneb ühenditesse peaaegu kõigi Mendelejevi perioodilise süsteemi elementidega.

Mis tahes aine reaktsiooni hapnikuga nimetatakse oksüdatsiooniks.

Enamik neist reaktsioonidest hõlmab soojuse vabanemist. Kui oksüdatsioonireaktsiooni käigus eraldub valgust, nimetatakse seda põlemiseks. Siiski ei ole alati võimalik märgata eralduvat soojust ja valgust, kuna mõnel juhul toimub oksüdatsioon äärmiselt aeglaselt. Kui oksüdatsioonireaktsioon toimub kiiresti, on võimalik märgata soojuse eraldumist.

Mis tahes oksüdatsiooni - kiire või aeglase - tulemusena tekivad enamikul juhtudel oksiidid: metallide, süsiniku, väävli, fosfori ja muude elementide ühendid hapnikuga.

Olete ilmselt korduvalt näinud, kuidas raudkatused kaetakse. Enne uue rauaga katmist visatakse vana maha. Pruunid soomused - rooste - langevad koos rauaga maapinnale. See on raudoksiidhüdraat, mis aeglaselt, mitme aasta jooksul, tekkis raual hapniku, niiskuse ja süsinikdioksiidi toimel.

Roostet võib pidada raudoksiidi ja veemolekuli kombinatsiooniks. Sellel on lahtine struktuur ja see ei kaitse rauda hävimise eest.

Raua kaitsmiseks hävimise – korrosiooni – eest kaetakse see tavaliselt värvi või muude korrosioonikindlate materjalidega: tsingi, kroomi, nikli ja muude metallidega. Nende metallide, nagu alumiiniumi, kaitseomadused põhinevad asjaolul, et need on kaetud õhukese stabiilse oksiidikilega, mis kaitseb katet edasise hävimise eest.

Kaitsekatted aeglustavad oluliselt metalli oksüdatsiooni protsessi.

Looduses toimuvad pidevalt põlemisele sarnased aeglase oksüdatsiooni protsessid.

Puidu, põhu, lehtede ja muu mädanemisel orgaaniline aine seal toimuvad nende ainete osaks oleva süsiniku oksüdatsiooni protsessid. Soojus vabaneb äärmiselt aeglaselt ja jääb seetõttu tavaliselt märkamatuks.

Aga mõnikord selline oksüdatiivsed protsessid ise kiirendatakse ja lähevad põlema.

Märjas heinakuhjas on täheldatav isesüttimine.

Kiiret oksüdatsiooni koos suure hulga soojuse ja valguse vabanemisega võib täheldada mitte ainult puidu, petrooleumi, küünalde, õli ja muude süsinikku sisaldavate põlevate materjalide põletamisel, vaid ka raua põlemisel.

Valage purki veidi vett ja täitke see hapnikuga. Seejärel pane purki raudspiraal, mille otsa fikseeritakse hõõguv kild. Killuke ja selle taga olev spiraal süttivad ereda leegiga, hajutades tähekujulisi sädemeid igas suunas.

See on raua kiire oksüdatsiooni protsess hapniku toimel. See algas kõrgel temperatuuril, mis andis põleva killu, ja jätkub kuni spiraali täieliku põlemiseni raua põlemisel eralduva soojuse tõttu.

Sellest tuleb nii palju soojust, et põlemisel tekkinud oksüdeerunud raua osakesed helendavad valgelt, valgustades purki eredalt.

Raua põlemisel tekkinud katlakivi koostis on mõnevõrra erinev raua aeglasel oksüdeerumisel õhus niiskuse juuresolekul rooste kujul tekkiva oksiidi koostisest.

Esimesel juhul läheb oksüdatsioon raudoksiidiks (Fe 3 O 4), mis on osa magnetilisest rauamaagist; teises moodustub oksiid, mis sarnaneb väga pruuni rauamaagiga, mille valem on 2Fe 2 O 3 ∙ H 2 O.

Seega, olenevalt tingimustest, milles oksüdatsioon toimub, moodustuvad erinevad oksiidid, mis erinevad üksteisest hapnikusisalduse poolest.

Näiteks süsinik koos hapnikuga annab kaks oksiidi - süsinikmonooksiidi ja süsinikdioksiidi. Hapnikupuuduse korral toimub süsiniku mittetäielik põlemine koos süsinikmonooksiidi (CO) moodustumisega, mida hostelis nimetatakse süsinikmonooksiidiks. Täielikul põlemisel tekib süsihappegaas või süsinikdioksiid(CO2).

Fosfor, mis põleb hapnikupuuduse tingimustes, moodustab fosforanhüdriidi (P 2 O 3) ja liiaga fosforanhüdriidi (P 2 O 5). Väävel võib erinevates põlemistingimustes anda ka väävel- (SO 2) või väävelhappe (SO 3) anhüdriidi.

Puhtas hapnikus kulgevad põlemis- ja muud oksüdatsioonireaktsioonid kiiremini ja jõuavad lõpuni.

Miks toimub põlemine hapnikus jõulisemalt kui õhus?

Kas puhtal hapnikul on erilised omadused et õhuhapnik puudub? Muidugi mitte. Mõlemal juhul on meil sama hapnik samade omadustega. Ainult õhk sisaldab 5 korda vähem hapnikku kui samas mahus puhas hapnik ja lisaks seguneb hapnik õhus oleva hapnikuga. suured hulgad lämmastik, mis mitte ainult ei põle ise, vaid ka ei toeta põlemist. Seega, kui õhu hapnik on juba otse leegi lähedal ära kasutatud, peab teine ​​osa sellest läbi murdma lämmastiku ja põlemisproduktide kaudu. Järelikult on jõulisem põlemine hapnikuatmosfääris seletatav selle kiirema põlemiskohta varustamisega. Sel juhul on hapniku ja põleva aine ühendamise protsess energilisem ja soojust eraldub rohkem. Mida rohkem hapnikku põlevale ainele ajaühikus tarnitakse, seda heledam on leek, seda kõrgem on temperatuur ja seda tugevam on põlemine.

Kas hapnik ise põleb?

Võtke silinder ja keerake see tagurpidi. Asetage silindri alla vesinikutoru. Kuna vesinik on õhust kergem, täidab see silindri täielikult.

Süüdake vesinik silindri lahtise osa lähedal ja sisestage sellesse läbi leegi klaastoru, mille kaudu voolab gaasiline hapnik. Toru otsa lähedal lahvatab tuli, mis hakkab vaikselt põlema vesinikuga täidetud silindri sees. Põleb mitte hapnik, vaid vesinik torust väljuva väikese koguse hapniku juuresolekul.

Mis tekib vesiniku põlemisel? Mis on saadud oksiid?

Vesinik oksüdeeritakse veeks. Tõepoolest, kondenseerunud veeauru tilgad hakkavad järk-järgult silindri seintele settima. 1 hapniku molekul läheb 2 vesiniku molekuli oksüdatsioonile ja moodustub 2 veemolekuli (2H 2 + O 2 → 2H 2 O).

Kui hapnik voolab torust aeglaselt välja, põleb see vesiniku atmosfääris täielikult läbi ja katse läheb sujuvalt.

Hapnikuvarustust tuleb ainult nii palju suurendada, et sellel pole aega täielikult läbi põleda, osa sellest läheb leegi piiridest kaugemale, kus moodustuvad vesiniku ja hapniku segu taskud ja tekivad eraldi väikesed sähvatused, sarnased plahvatustega.

Hapniku ja vesiniku segu on plahvatusohtlik gaas. Kui paned põlema plahvatusohtliku gaasi, toimub tugev plahvatus: kui hapnik ühineb vesinikuga, tekib vesi ja tekib kõrge temperatuur. Veeaur ja ümbritsevad gaasid paisuvad tugevalt, tekitades suure rõhu, mille juures võib kergesti lõhkeda mitte ainult klaassilinder, vaid ka vastupidavam anum. Seetõttu nõuab plahvatusohtliku seguga töötamine erilist hoolt.

Hapnikul on veel üks huvitav omadus. See ühineb mõne elemendiga, moodustades peroksiidiühendeid.

Toome iseloomulik näide. Vesinik, nagu teate, on monovalentne, hapnik kahevalentne: 2 vesinikuaatomit võivad ühineda 1 hapnikuaatomiga. See tekitab vett. Veemolekuli struktuuri kujutatakse tavaliselt kujul H - O - H. Kui veemolekuli külge kinnitub veel 1 hapnikuaatom, siis tekib vesinikperoksiid, mille valem on H 2 O 2.

Kuhu siseneb selles ühendis teine ​​hapnikuaatom ja millistes sidemetes seda hoitakse? Teine hapnikuaatom katkestab justkui esimese sideme ühe vesinikuaatomiga ja jääb nende vahele, moodustades nii H-O-O-N ühendus. Samas struktuuris on naatriumperoksiid (Na-O-O-Na), baariumperoksiid.

Peroksiidühenditele on iseloomulik 2 hapnikuaatomi olemasolu, mis on omavahel ühendatud ühe valentsiga. Seetõttu saavad 2 vesinikuaatomit, 2 naatriumiaatomit või 1 baariumiaatomit enda külge kinnituda mitte 1 kahe valentsiga (-O-) hapnikuaatomit, vaid 2 aatomit, millel on omavahelise sideme tulemusena samuti ainult kaks vaba. valentsid (-O- ABOUT-).

Vesinikperoksiidi võib saada lahjendatud väävelhappe mõjul naatriumperoksiidile (Na 2 O 2) või baariumperoksiidile (BaO 2). Mugavam on kasutada baariumperoksiidi, kuna väävelhappe mõjul moodustub baariumsulfaadi lahustumatu sade, millest vesinikperoksiid on filtreerimise teel kergesti eraldatav (BaO 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + H 2 O 2).

Vesinikperoksiid, nagu osoon, on ebastabiilne ühend ja laguneb veeks ja hapnikuaatomiks, millel on vabanemise hetkel kõrge oksüdeeriv jõud. Madalatel temperatuuridel ja pimedas on vesinikperoksiidi lagunemine aeglane. Kuumutades ja valguse käes toimub see palju kiiremini. Vesinikperoksiidi lagunemist kiirendavad ka liiv, pulbristatud mangaandioksiid, hõbe või plaatina, samas kui need ise jäävad muutumatuks. Katalüsaatoriteks nimetatakse aineid, mis mõjutavad ainult keemilise reaktsiooni kiirust, kuigi ise jäävad muutumatuks.

Kui valate veidi vesinikperoksiidi pudelisse, mille põhjas on katalüsaator - mangaandioksiidi pulber, siis vesinikperoksiidi lagunemine toimub sellise kiirusega, et võite märgata hapnikumullide eraldumist.

Erinevate ühendite oksüdeerimisvõimet omavad mitte ainult gaasiline hapnik, vaid ka mõned ühendid, milles see sisaldub.

Vesinikperoksiid on hea oksüdeerija. See pleegitab erinevaid värvaineid ja seetõttu kasutatakse seda siidi, karusnaha ja muude toodete pleegitamise tehnoloogias.

Vesinikperoksiidi võime tappa erinevaid mikroobe võimaldab seda kasutada desinfektsioonivahendina. Vesinikperoksiidi kasutatakse haavade pesemiseks, kuristamiseks ja hambaravis.

Omab tugevaid oksüdeerivaid omadusi Lämmastikhape(HNO3). Kui lämmastikhappele lisada tilk tärpentini, tekib ere sähvatus: tärpentini koostisesse kuuluvad süsinik ja vesinik oksüdeeritakse kiiresti suure soojushulga vabanemisega.

Lämmastikhappega niisutatud paber ja kangad hävivad kiiresti. Orgaanilised ained, millest need materjalid on valmistatud, oksüdeeritakse lämmastikhappe toimel ja kaotavad oma omadused. Kui lämmastikhappes leotatud paberit või riiet kuumutada, kiireneb oksüdatsiooniprotsess nii palju, et võib tekkida sähvatus.

Lämmastikhape oksüdeerib mitte ainult orgaanilisi ühendeid, vaid ka mõningaid metalle. Kontsentreeritud lämmastikhappega kokkupuutel vask oksüdeerub esmalt vaskoksiidiks, vabastades lämmastikhappest lämmastikdioksiidi ja seejärel muutub vaskoksiid vasknitraadiks.

Mitte ainult lämmastikhappel, vaid ka mõnel selle soolal on tugevad oksüdeerivad omadused.

Kaalium-, naatrium-, kaltsiumi- ja ammooniumi lämmastikhappe soolad, mida tehnoloogias nimetatakse salpeetriks, lagunevad kuumutamisel, vabastades hapnikku. Kõrgel temperatuuril sulas soolas põleb süsi nii tugevalt, et ilmub helevalge valgus. Kui aga visata väävlitükk sulasalpeetriga katseklaasi koos hõõguva kivisöega, läheb põlemine sellise intensiivsusega edasi ja temperatuur tõuseb nii palju, et klaas hakkab sulama. Need salpetri omadused on inimesele ammu teada; ta kasutas neid omadusi püssirohu valmistamiseks.

Must ehk suitsune püssirohi valmistatakse salpeetrist, kivisöest ja väävlist. Selles segus on kivisüsi ja väävel põlevad materjalid. Põlemisel muutuvad need gaasiliseks süsinikdioksiidiks (CO 2) ja tahkeks kaaliumsulfiidiks (K 2 S). Soolpeeter, lagunedes, eraldab suures koguses hapnikku ja gaasilist lämmastikku. Vabanenud hapnik suurendab söe ja väävli põlemist.

Põlemise tulemusena tekib nii kõrge temperatuur, et tekkivad gaasid võiksid paisuda mahuni, mis on 2000 korda suurem kui võetud püssirohu maht. Kuid suletud anuma seinad, kus tavaliselt püssirohtu põletatakse, ei lase gaasidel kergesti ja vabalt paisuda. Tekib tohutu surve, mis lõhub anuma selle nõrgimast kohast. Kuuldub kõrvulukustav plahvatus, gaasid paiskuvad müraga välja, kandes endaga suitsu kujul purustatud tahkeid osakesi.

Nii moodustub kaaliumnitraadist, kivisöest ja väävlist segu, millel on tohutu hävitav jõud.

Tugevate oksüdeerivate omadustega ühendite hulka kuuluvad ka hapnikku sisaldavate kloorhapete soolad. Bertolet' sool laguneb kuumutamisel kaaliumkloriidiks ja aatomihapnikuks.

Veelgi lihtsam kui Bertolet' sool, kloriid või valgendi, loovutab lubi oma hapniku. Valget lupja kasutatakse puuvilla, lina, paberi ja muude materjalide pleegitamiseks. Kloorlubi kasutatakse ka ravimina mürgiste ainete vastu: mürgised ained, nagu paljud teised kompleksühendid, hävivad tugevate oksüdeerivate ainete toimel.

Hapniku oksüdeerivad omadused, selle võime kergesti kombineerida erinevate elementidega ja toetada jõuliselt põlemist, arendades samal ajal kõrget temperatuuri, on teadlaste tähelepanu juba pikka aega köitnud. erinevaid valdkondi Teadused. Eriti huvitasid see keemikud ja metallurgid. Kuid hapniku kasutamine oli piiratud, sest puudus lihtne ja odav viis selle saamiseks õhust ja veest.

Füüsikud tulid keemikutele ja metallurgidele appi. Nad leidsid väga mugava viisi õhust hapniku eraldamiseks ja füüsikakeemikud õppisid, kuidas seda veest tohututes kogustes kätte saada.

Hapnik on 16. rühma element (vananenud klassifikatsiooni järgi - VI rühma peamine alarühm), D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi teine ​​periood, aatomnumbriga 8. Seda tähistatakse sümboliga O. Hapnik on reaktiivne mittemetall ja kalkogeenrühma kergeim element. Lihtne aine hapnik normaalsetes tingimustes- värvi, maitse ja lõhnata gaas, mille molekul koosneb kahest hapnikuaatomist (valem O2), millega seoses nimetatakse teda ka dihapnikuks]. Vedel hapnik on helesinist värvi ja tahke hapnik on helesinised kristallid.

On ka teisi hapniku allotroopseid vorme, näiteks - tavatingimustes gaas sinine värv spetsiifilise lõhnaga, mille molekul koosneb kolmest hapnikuaatomist (valem O3).

Leidmine looduses.Looduslik hapnik koosneb 3 stabiilsest isotoobist o16, o17, o18.

Hapnik lihtaine kujul o2 on osa atmosfääriõhust = 21% Seotud kujul on hapniku element paljude orgaaniliste ainete mitmesuguste mineraalide vee lahutamatu osa.

VASTUVÕTT. Praegu saadakse tööstuses hapnikku õhust. Peamine tööstuslik meetod hapniku saamiseks on krüogeenne destilleerimine. Membraantehnoloogial põhinevad hapnikutehased on hästi tuntud ja edukalt kasutusel ka tööstuses.

Laborites kasutatakse tööstuslikku hapnikku, mida tarnitakse terassilindrites rõhu all umbes 15 MPa.

Väikeses koguses hapnikku saab kaaliumpermanganaadi KMnO4 kuumutamisel:

2KMNO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

Kasutatakse ka vesinikperoksiidi H2O2 katalüütilise lagunemise reaktsiooni mangaan(IV)oksiidi juuresolekul:

2H2O2 = MnO2 = 2H2O + O2

Hapnikku võib saada kaaliumkloraadi (bertoletisoola) KClO3 katalüütilise lagundamise teel:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Laboratoorsed meetodid hapniku tootmiseks hõlmavad leeliste vesilahuste elektrolüüsi meetodit, samuti elavhõbeda (II) oksiidi lagunemist (temperatuuril t = 100 ° C):

Allveelaevadel saadakse see tavaliselt inimese väljahingatavas naatriumperoksiidi ja süsinikdioksiidi reaktsioonil:

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2

KEEMILINE ST_VA. Tugev oksüdeeriv aine, interakteerub peaaegu kõigi elementidega, moodustades oksiide. Oksüdatsiooniaste on –2. Reeglina kulgeb oksüdatsioonireaktsioon soojuse vabanemisega ja kiireneb temperatuuri tõustes (vt Põlemine). Näide toatemperatuuril toimuvatest reaktsioonidest:

4Li + O2 = 2Li2O

Oksüdeerib ühendeid, mis sisaldavad mittemaksimaalse oksüdatsiooniastmega elemente:

Oksüdeerib enamikku orgaanilisi ühendeid:

CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

Teatud tingimustel on võimalik läbi viia orgaanilise ühendi kerge oksüdeerimine:

CH3CH2OH +O2 = CH3COOH + H2O

Hapnik reageerib vahetult (normaalsetes tingimustes, kuumutamisel ja/või katalüsaatorite juuresolekul) kõigi lihtainetega, välja arvatud Au ja inertgaasid (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reaktsioonid halogeenidega toimuvad elektrilahenduse või ultraviolettkiirguse mõjul. Kaudselt saadi kulla ja raskete inertgaaside (Xe, Rn) oksiide. Kõigis kaheelemendilistes hapnikuühendites teiste elementidega mängib hapnik oksüdeeriva aine rolli, välja arvatud fluori sisaldavad ühendid (vt allpool #hapnikfluoriidid).

Hapnik moodustab peroksiide, mille hapnikuaatomi oksüdatsiooniaste on formaalselt –1.

Näiteks peroksiidid tekivad põletamisel leelismetallid hapnikus:

2Na + O2 = Na2O2

Mõned oksiidid neelavad hapnikku:

2BaO + O2 = 2BaO2

A. N. Bachi ja K. O. Engleri väljatöötatud põlemisteooria kohaselt toimub oksüdatsioon kahes etapis koos vahepealse peroksiidühendi moodustumisega. Seda vaheühendit saab eraldada näiteks põleva vesiniku leegi jääga jahutamisel koos veega moodustub vesinikperoksiid:

Superoksiidides on hapniku oksüdatsiooniaste formaalselt −½, st üks elektron kahe hapnikuaatomi kohta (O−2 ioon). Saadakse peroksiidide interaktsioonil hapnikuga kõrgendatud rõhul ja temperatuuril:

Na2O2 + O2 = 2NaO2

Kaalium K, rubiidium Rb ja tseesium Cs reageerivad hapnikuga, moodustades superoksiidid:

Anorgaanilised osoniidid sisaldavad O-3 iooni, mille hapniku oksüdatsiooniaste on formaalselt võrdne –1/3. Saadakse osooni toimel leelismetallide hüdroksiididele:

2KOH + 3O3 = 2KO3 + H2O +2O2

Dioksügenüülioonis O2+ on hapniku formaalselt oksüdatsiooniaste +½. Saate reaktsiooni järgi:

PtF6 +O2 = O2PtF6

Hapnikfluoriidid Hapnikdifluoriid, hapniku oksüdatsiooniaste OF2 +2, saadakse fluori juhtimisel läbi leeliselahuse:

2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2

Hapniku monofluoriid (dioksüdifluoriid), O2F2, on ebastabiilne, hapniku oksüdatsiooniaste on +1. Saadakse fluori ja hapniku segust hõõglahenduses temperatuuril –196 C:

Lases hõõglahendust läbi fluori ja hapniku segu teatud rõhul ja temperatuuril, saadakse kõrgemate hapnikufluoriidide O3F2, O4F2, O5F2 ja O6F2 segud.

Kvantmehaanilised arvutused ennustavad trifluorohüdroksooniumiooni (inglise keeles) OF3+ stabiilset olemasolu. Kui see ioon on tõesti olemas, on hapniku oksüdatsiooniaste selles +4.

Hapnik toetab hingamis-, põlemis- ja lagunemisprotsesse.

Vabal kujul eksisteerib element kahe allotroopse modifikatsioonina: O2 ja O3 (osoon). Nagu Pierre Curie ja Maria Sklodowska-Curie 1899. aastal tuvastasid, muutub O2 ioniseeriva kiirguse mõjul O3 OSOONIKS. Osoon on hapniku allotroopne modifikatsioon, mis koosneb kolmeaatomilistest O3 molekulidest. Normaaltingimustes - sinine gaas. Vedeldamisel muutub see indigovedelikuks. Tahkel kujul on see tumesinine, peaaegu mustad kristallid.

CHEM.CB-VA Osoon on võimas oksüdeeriv aine, palju reaktiivsem kui kaheaatomiline hapnik. Oksüdeerib peaaegu kõik metallid (välja arvatud kuld, plaatina ja iriidium) nendeks kõrgemad kraadid oksüdatsioon. Oksüdeerib paljusid mittemetalle. Reaktsiooniprodukt on peamiselt hapnik.

2Cu2+ + 2H3O+ + O3 = 2Cu3+ + 3H2O + O2

Osoon suurendab oksiidide oksüdatsiooniastet:

NO + O3 = NO2 + O2

Selle reaktsiooniga kaasneb kemoluminestsents. Lämmastikdioksiidi saab oksüdeerida lämmastikanhüdriidiks:

2NO2 + O3 = N2O5 + O2

Osoon reageerib normaalsel temperatuuril süsinikuga, moodustades süsinikdioksiidi:

2C +2O3 = 2CO2 + O2

Osoon ei reageeri ammooniumsooladega, kuid reageerib ammoniaagiga, moodustades ammooniumnitraadi:

2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 4O2 + H2O

Osoon reageerib vesinikuga, moodustades vee ja hapniku:

O3 + H2 = O2 + H2O

Osoon reageerib sulfiididega, moodustades sulfaate:

PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2

Osooni saab kasutada väävelhape nii elementaarsest väävlist kui ka vääveldioksiidist:

S + H2O + O3 = H2SO4

3SO2 + 3H2O + O3 = 3H2SO4

Kõik kolm osooni hapnikuaatomit võivad tinakloriidi reaktsioonis individuaalselt reageerida vesinikkloriidhape ja osoon:

3SnCl2 + 6HCl + O3 = 3SnCl4 + 3H2O

Gaasifaasis reageerib osoon vesiniksulfiidiga, moodustades vääveldioksiidi:

H2S + O3 = SO2 + H2O

IN vesilahus vesiniksulfiidiga toimub kaks konkureerivat reaktsiooni, millest üks moodustub elementaarväävliga, teine ​​väävelhappe moodustumisega:

H2S + O3 = S + O2 + H2O

3H2S + 4O3 = 3H2SO4

Töödeldes joodi lahust külmas veevabas perkloorhappes osooniga, saab jood(III)perkloraati:

I2 + 6HClO4 +O3 = 2I(ClO4)3 + 3H2O

Tahket nitriilperkloraati võib saada gaasilise NO2, ClO2 ja O3 reaktsioonil:

2NO2 + 2ClO2 + 2O2 = 2NO2ClO4 + O2

Osoon võib osaleda põlemisreaktsioonides, samas kui põlemistemperatuurid on kõrgemad kui kaheaatomilise hapniku puhul:

3C3N2 + 4O3 = 12CO + 3N2

Osoon võib siseneda keemilised reaktsioonid ja madalatel temperatuuridel. Temperatuuril 77 K (-196 °C) reageerib vesiniku aatom osooniga, moodustades superoksiidi radikaali koos viimase dimeriseerumisega:

H + O3 = HO2. +O

2HO2. = H2O2 +O2

Osoon võib moodustada anorgaanilisi osoniide, mis sisaldavad O3− aniooni. Need ühendid on plahvatusohtlikud ja neid saab säilitada ainult madalatel temperatuuridel. Tuntud on kõikide leelismetallide (v.a Prantsusmaa) osoniidid. KO3, RbO3 ja CsO3 võib saada vastavatest superoksiididest:

KO2 + O3 = KO3 + O2

Kaaliumosoniidi saab kaaliumhüdroksiidist muul viisil:

2KOH + 5O3 = 2KO3 + 5O2 + H2O

NaO3 ja LiO3 võib saada CsO3 toimel vedelas ammoniaagis NH3 Na+ või Li+ ioone sisaldavatele ioonivahetusvaikudele:

CsO3 + Na+ = Cs+ + NaO3

Kaltsiumi ammoniaagilahuse töötlemine osooniga põhjustab ammooniumosoniidi, mitte kaltsiumi moodustumist:

3Ca + 10NH3 + 7O3 = Ca * 6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + 3O2 + 2H2O

Osooni saab kasutada mangaani eemaldamiseks veest, et moodustada sade, mida saab filtreerimisega eraldada:

2Mn2+ + 2O3 + 4H2O = 2MnO(OH)2 + 2O2 + 4H+

Osoon muudab mürgised tsüaniidid vähem ohtlikeks tsüanaatideks:

CN- + O3 = CNO- + O2

Osoon võib karbamiidi täielikult lagundada:

(NH2)2CO + O3 = N2 + CO2 + 2H2O

Osooni koostoime orgaanilised ühendid aktiveeritud või tertsiaarse süsinikuaatomiga madalal temperatuuril viib vastavate hüdrotrioksiidideni.

VASTUVÕTT. Osoon tekib paljudes protsessides, millega kaasneb aatomihapniku eraldumine, näiteks peroksiidide lagunemisel, fosfori oksüdatsioonil jne.

Tööstuses saadakse seda osonisaatorites olevast õhust või hapnikust elektrilahenduse toimel. O3 vedeldub kergemini kui O2 ja on seetõttu kergesti eraldatav. Osooni osoonteraapiaks meditsiinis saadakse ainult puhtast hapnikust. Kui õhku kiiritatakse kõva ultraviolettkiirgusega, tekib osoon. Sama protsess toimub atmosfääri ülemistes kihtides, kus toimel päikesekiirgus osoonikihi moodustumine ja säilimine.

Laboris saab osooni saada jahutatud kontsentreeritud väävelhappe reageerimisel baariumperoksiidiga:

3H2SO4 + 3BaO2 = 3BaSO4 + O3 + 3H2O

Peroksiidid on keerulised ained, milles hapnikuaatomid on omavahel ühendatud. Peroksiidid vabastavad kergesti hapnikku. Anorgaaniliste ainete puhul on soovitatav kasutada terminit peroksiid, orgaaniliste ainete kohta kasutatakse tänapäeval vene keeles sageli terminit peroksiid. Paljude orgaaniliste ainete peroksiidid on plahvatusohtlikud (atsetoonperoksiid), eriti tekivad need kergesti fotokeemiliselt, kui eetreid valgustatakse hapniku juuresolekul pikka aega. Seetõttu vajavad paljud eetrid (dietüüleeter, tetrahüdrofuraan) enne destilleerimist testimist peroksiidide puudumise suhtes.

Peroksiidid aeglustavad valkude sünteesi rakus.

Sõltuvalt struktuurist eristatakse peroksiide, superoksiide ja anorgaanilisi osoniide. Anorgaanilised peroksiidid binaarsete või komplekssed ühendid tuntud peaaegu kõigi elementide poolest. Leeliselised peroksiidid ja leelismuldmetallid reageerida veega, moodustades vastava hüdroksiidi ja vesinikperoksiidi.

Orgaanilised peroksiidid jagunevad dialküülperoksiidideks, alküülhüdroperoksiidideks, diatsüülperoksiidideks, atsüülhüdroperoksiidideks (peroksokarboksüülhapped) ja tsüklilisteks peroksiidideks. Orgaanilised peroksiidid on termiliselt ebastabiilsed ja sageli plahvatusohtlikud. Kasutatakse vabade radikaalide allikana orgaanilises sünteesis ja tööstuses

Halogeniidid (halogeniidid) - halogeenide ühendid teiste keemiliste elementide või radikaalidega. Sel juhul peab ühendis sisalduv halogeen olema elektronegatiivne; Seega ei ole broomoksiid halogeniid.

Ühendis sisalduva halogeeni järgi nimetatakse halogeniide ka fluoriidideks, kloriidideks, bromiidideks, jodiidideks ja astatiidideks. Hõbehalogeniidid on selle nime all enim tuntud filmihõbehalogeniidfotograafia massilise leviku tõttu.

Halogeenide ühendeid omavahel nimetatakse interhaliidideks või interhalogeenühenditeks (näiteks joodpentafluoriid IF5).

Halogeniidides on halogeenil negatiivne aste oksüdatsioon ja element on positiivne.

Halogeniidiioon on negatiivselt laetud halogeeniaatom.

MÄÄRATLUS

Hapnik- perioodilise tabeli kaheksas element. Nimetus - O ladinakeelsest sõnast "oxygenium". Asub teisel perioodil, VIA grupp. Viitab mittemetallidele. Tuumalaeng on 8.

Hapnik on maakoores kõige rikkalikum element. Vabas olekus leidub seda atmosfääriõhus, seotud kujul on see osa veest, mineraalidest, kivimitest ja kõigist ainetest, millest taime- ja loomaorganismid koosnevad. Hapniku massiosa maakoor on umbes 47%.

Lihtsa ainena on hapnik värvitu ja lõhnatu gaas. See on õhust veidi raskem: 1 liitri hapniku mass tavatingimustes on 1,43 g ja 1 liitri õhu mass 1,293 g. Hapnik lahustub vees, kuigi väikestes kogustes: 100 mahuosa vett 0 o C juures lahustab 4,9 ja 20 o C juures - 3,1 mahuosa hapnikku.

Hapniku aatom- ja molekulmass

MÄÄRATLUS

Sugulane aatommass A r on aine aatomi molaarmass jagatud 1/12-ga molaarmass süsinikuaatom-12 (12 C).

Aatomi hapniku suhteline aatommass on 15,999 amu.

MÄÄRATLUS

Suhteline molekulmass M r on molekuli molaarmass, mis on 1/12 süsinik-12 aatomi molaarmassist (12 C).

See on mõõtmeteta suurus.On teada, et hapniku molekul on kaheaatomiline - O 2 . Hapniku molekuli suhteline molekulmass on võrdne:

Mr (O2) = 15,999 × 2 ≈32.

Hapniku allotroopia ja allotroopsed modifikatsioonid

Hapnik võib eksisteerida kahe allotroopse modifikatsiooni kujul - hapnik O 2 ja osoon O 3 ( füüsikalised omadusedülalkirjeldatud hapnik).

Kell normaalsetes tingimustes osoon on gaas. Seda saab hapnikust eraldada tugeva jahutamisega; osoon kondenseerub siniseks vedelikuks, mis keeb temperatuuril (-111,9 o C).

Osooni lahustuvus vees on palju suurem kui hapnikul: 100 mahuosa vett 0 o C juures lahustab 49 mahuosa osooni.

Osooni moodustumist hapnikust saab väljendada võrrandiga:

3O 2 \u003d 2O 3 - 285 kJ.

Hapniku isotoobid

On teada, et looduses võib hapnik olla kolme isotoobi kujul: 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) ja 18 O (0,2%). Nende massinumbrid on vastavalt 16, 17 ja 18. Hapniku isotoobi 16 O aatomi tuum sisaldab kaheksa prootonit ja kaheksa neutronit ning isotoobid 17 O ja 18 O sisaldavad sama palju prootoneid, vastavalt üheksa ja kümme neutronit.

Seal on kaksteist radioaktiivset hapniku isotoopi massiarvuga 12 kuni 24, millest kõige stabiilsem isotoop on 15 O poolväärtusajaga 120 s.

hapnikuioonid

Hapnikuaatomi välisenergia tasemel on kuus valentsi elektroni:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Hapniku aatomi struktuur on näidatud allpool:

Keemilise vastasmõju tulemusena võib hapnik kaotada oma valentselektronid, s.t. olla nende doonor, ja muutuda positiivselt laetud ioonideks või võtta vastu elektrone mõnelt teiselt aatomilt, s.t. olla nende aktseptor ja muutuda negatiivselt laetud ioonideks:

O 0 +2e → O 2-;

Umbes 0 -1e → Umbes 1+.

Hapniku molekul ja aatom

Hapniku molekul koosneb kahest aatomist - O 2 . Siin on mõned omadused, mis iseloomustavad hapnikuaatomit ja molekuli:

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Maakoores on 50% hapnikku. Seda elementi leidub ka mineraalides soolade ja oksiidide kujul. Kompositsioonis sisaldub hapnik seotud kujul (elemendi protsent on umbes 89%). Hapnikku leidub ka kõigi elusorganismide ja taimede rakkudes. Hapnik on õhus vabas olekus O₂ ja selle allotroopne modifikatsioon osooni O3 kujul ning võtab enda alla viiendiku selle koostisest,

Hapniku füüsikalised ja keemilised omadused

Hapnik O₂ on värvitu, maitsetu ja lõhnatu gaas. Vees vähelahustuv, keeb temperatuuril (-183) °C. Vedeliku kujul olev hapnik on sinist värvi, tahkel kujul moodustab element siniseid kristalle. Hapnik sulab temperatuuril (-218,7) °C.

Vedel hapnik toatemperatuuril

Kuumutamisel reageerib hapnik erinevate lihtainetega (metallid ja mittemetallid), mille tulemusena moodustuvad oksiidid - elementide ühendid hapnikuga. Keemiliste elementide koostoimet hapnikuga nimetatakse oksüdatsioonireaktsiooniks. Näited reaktsioonivõrranditest:

4Na + О₂= 2Na2O

S + O2 = SO2.

Mõned komplekssed ained interakteeruvad ka hapnikuga, moodustades oksiide:

CH₂ + 2O₂ \u003d CO₂ + 2H₂O

2СО + О₂ = 2СО₂

hapnik as keemiline element saadud laborites ja tööstusettevõtetes. laboris mitmel viisil:

• lagunemine (kaaliumkloraat);
• vesinikperoksiidi lagunemine, kui ainet kuumutatakse katalüsaatorina mangaanoksiidi juuresolekul;
• kaaliumpermanganaadi lagunemine.

Hapniku põlemise keemiline reaktsioon

Puhtal hapnikul pole erilisi omadusi, mida õhuhapnikul pole, see tähendab, et tal on samad keemilised ja füüsikalised omadused. Õhk sisaldab viis korda vähem hapnikku kui samas mahus puhast hapnikku. Õhus seguneb hapnik suures koguses lämmastikuga, gaasiga, mis ise ei põle ega toeta põlemist. Seega, kui leegi lähedal õhus olev hapnik on juba ära kasutatud, siis järgmine portsjon hapnikku tungib läbi lämmastiku ja põlemisproduktide. Järelikult on hapniku jõulisem põlemine atmosfääris seletatav hapniku kiirema varustamisega põlemiskohta. Reaktsiooni käigus toimub hapniku ja põleva aine ühendamise protsess jõulisemalt ja soojust eraldub rohkem. Mida rohkem hapnikku põlevale ainele ajaühikus tarnitakse, seda heledamalt põleb leek, seda kõrgem on temperatuur ja seda tugevam on põlemisprotsess.

Kuidas toimub hapniku põlemisreaktsioon? Seda saab kogemustega kontrollida. On vaja võtta silinder ja pöörata see tagurpidi, seejärel tuua silindri alla vesinikutoru. Vesinik, mis on õhust kergem, täidab silindri täielikult. Silindri avatud osa lähedal on vaja süüdata vesinik ja viia sellesse läbi leegi klaastoru, mille kaudu voolab gaasiline hapnik. Tuli süttib toru otsas, samas kui leek põleb vaikselt vesinikuga täidetud silindri sees. Reaktsiooni käigus ei põle mitte hapnik, vaid vesinik torust väljuva väikese koguse hapniku juuresolekul.

Mis tekib vesiniku põlemisel ja milline oksiid tekib? Vesinik oksüdeeritakse veeks. Silindri seintele sadestuvad järk-järgult kondenseerunud veeauru tilgad. Ühe hapnikumolekuli toimel oksüdeeritakse kaks vesiniku molekuli ja moodustub kaks molekuli vett. Reaktsiooni võrrand:

2Н₂ + O₂ → 2Н₂O

Kui hapnik voolab torust aeglaselt välja, põleb see vesiniku atmosfääris täielikult läbi ja katse läheb tõrgeteta.

Niipea, kui hapnikuvaru suureneb nii palju, et sellel pole aega täielikult läbi põleda, läheb osa sellest leegist kaugemale, kus moodustuvad vesiniku ja hapniku segu taskud ja eralduvad plahvatuslikud väikesed sähvatused. ilmuvad. Hapniku ja vesiniku segu on plahvatusohtlik gaas.

Plahvatusohtliku gaasi süttimisel toimub tugev plahvatus: hapniku ühinemisel vesinikuga tekib vesi ja tekib kõrge temperatuur. Veeaurud koos ümbritsevate gaasidega paisuvad tugevalt, tekib suur rõhk, mille juures võib lõhkeda mitte ainult habras silinder, vaid ka vastupidavam anum. Seetõttu tuleb plahvatusohtliku seguga töötada äärmise ettevaatusega.

Hapniku tarbimine põlemisel

Katse jaoks tuleb 3-liitrine klaaskristallisaator täita 2/3 ulatuses veega ja lisada supilusikatäis seebikivi või seebivat kaaliumi. Värvige vesi fenoolftaleiini või muu sobiva värvainega. Valage liiv väikesesse kolbi ja sisestage sellesse vertikaalselt traat, mille otsa on kinnitatud vatt. Koonus asetatakse veega kristallisaatorisse. Vatt jääb 10 cm lahuse pinnast kõrgemale.

Niisutage vatitups kergelt alkoholi, õli, heksaani või muu kergestisüttiva vedelikuga ja pange see põlema. Katke põlev vatt ettevaatlikult 3-liitrise pudeliga ja langetage see leeliselahuse pinnast allapoole. Põlemisprotsessis läheb hapnik vette ja. Reaktsiooni tulemusena tõuseb leeliselahus pudelis üles. Vatt läheb varsti välja. Pudel tuleb asetada ettevaatlikult kristallisaatori põhjale. Teoreetiliselt peaks pudel olema 1/5 täis, kuna õhk sisaldab 20,9% hapnikku. Põlemisel läheb hapnik vette ja süsinikdioksiidiks CO₂, mis neeldub leelisega. Reaktsiooni võrrand:

2NaOH + CO₂ = Na2CO3 + H2O

Praktikas lõpeb põlemine enne, kui kogu hapnik on ära kasutatud; osa hapnikust läheb vingugaasiks, mida leelised ei ima ja osa õhust väljub pudelist soojuspaisumise tulemusena.

Tähelepanu! Ärge proovige neid katseid ise korrata!