Četri elementi - "halkogēns" (t.i. "vara dzemdēšana") vada VI grupas galveno apakšgrupu (pēc jaunās klasifikācijas - 16. grupa) periodiska sistēma. Papildus sēram, telūram un selēnam tie satur arī skābekli. Sīkāk apskatīsim šī uz Zemes visbiežāk sastopamā elementa īpašības, kā arī skābekļa izmantošanu un ražošanu.
Elementu pārpilnība
Saistītā veidā skābeklis ir iekļauts ūdens ķīmiskajā sastāvā – tā procentuālais daudzums ir aptuveni 89%, kā arī visu dzīvo būtņu – augu un dzīvnieku – šūnu sastāvā.
Gaisā skābeklis ir brīvā stāvoklī O2 formā, kas aizņem piekto daļu no tā sastāva, un ozona formā - O3.
Fizikālās īpašības
Skābeklis O2 ir bezkrāsaina, bez garšas un smaržas gāze. Tas nedaudz šķīst ūdenī. Viršanas temperatūra ir 183 grādi zem nulles pēc Celsija. Šķidrā veidā skābeklim ir zila krāsa, un cietā veidā tas veido zilus kristālus. Skābekļa kristālu kušanas temperatūra ir 218,7 grādi zem nulles pēc Celsija.
Ķīmiskās īpašības
Sildot, šis elements reaģē ar daudzām vienkāršām vielām, gan metāliem, gan nemetāliem, veidojot tā sauktos oksīdus – elementu savienojumus ar skābekli. kurā elementi nonāk kopā ar skābekli, sauc par oksidāciju.
Piemēram,
4Na + O2= 2Na2O
2. Ūdeņraža peroksīda sadalīšanās rezultātā, kad to karsē mangāna oksīda klātbūtnē, kas darbojas kā katalizators.
3. Sadaloties kālija permanganātam.
Skābekļa ražošanu rūpniecībā veic šādos veidos:
1. Tehniskiem nolūkiem skābekli iegūst no gaisa, kurā tā parastais saturs ir aptuveni 20%, t.i. piektā daļa. Lai to izdarītu, vispirms tiek sadedzināts gaiss, iegūstot maisījumu ar šķidrā skābekļa saturu aptuveni 54%, šķidrā slāpekļa - 44% un šķidrā argona - 2%. Pēc tam šīs gāzes tiek atdalītas destilācijas procesā, izmantojot salīdzinoši nelielu intervālu starp šķidrā skābekļa un šķidrā slāpekļa viršanas punktiem - attiecīgi mīnus 183 un mīnus 198,5 grādi. Izrādās, ka slāpeklis iztvaiko pirms skābekļa.
Modernas iekārtas nodrošina jebkuras tīrības pakāpes skābekļa ražošanu. Slāpeklis, ko iegūst, atdalot šķidru gaisu, tiek izmantots kā izejviela tā atvasinājumu sintēzē.
2. arī dod skābekli ļoti tīrā pakāpē. Šī metode ir kļuvusi plaši izplatīta valstīs ar bagātiem resursiem un lētu elektroenerģiju.
Skābekļa pielietojums
Skābeklis ir vissvarīgākais elements visas mūsu planētas dzīvē. Šo gāzi, kas atrodas atmosfērā, procesā patērē dzīvnieki un cilvēki.
Skābekļa iegūšana ir ļoti svarīga tādām cilvēka darbības jomām kā medicīna, metālu metināšana un griešana, spridzināšana, aviācija (cilvēku elpošanai un dzinēju darbībai), metalurģija.
Notiek saimnieciskā darbība cilvēka skābeklis tiek patērēts lielos daudzumos - piemēram, degot dažāda veida kurināmais: dabasgāze, metāns, ogles, koksne. Visos šajos procesos tas veidojas.Tajā pašā laikā daba ir nodrošinājusi šī savienojuma dabiskās saistīšanās procesu fotosintēzes ceļā, kas notiek zaļajos augos saules gaismas ietekmē. Šī procesa rezultātā veidojas glikoze, ko pēc tam augs izmanto savu audu veidošanai.
Skābeklis nonāk savienojumos ar gandrīz visiem Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementiem.
Jebkuras vielas reakciju ar skābekli sauc par oksidāciju.
Lielākā daļa no šīm reakcijām ir saistītas ar siltuma izdalīšanos. Kad oksidācijas reakcijas laikā izdalās gaisma, to sauc par sadegšanu. Tomēr ne vienmēr ir iespējams pamanīt izdalīto siltumu un gaismu, jo dažos gadījumos oksidēšanās notiek ļoti lēni. Ir iespējams pamanīt siltuma izdalīšanos, kad oksidācijas reakcija notiek ātri.
Jebkuras – ātras vai lēnas – oksidācijas rezultātā vairumā gadījumu veidojas oksīdi: metālu, oglekļa, sēra, fosfora un citu elementu savienojumi ar skābekli.
Jūs droši vien ne reizi vien esat redzējuši, kā tiek pārklāti dzelzs jumti. Pirms tos pārklāj ar jaunu dzelzi, vecais tiek nomests. Brūni zvīņas - rūsa - nokrīt zemē kopā ar dzelzi. Tas ir dzelzs oksīda hidrāts, kas lēnām, vairāku gadu laikā, veidojās uz dzelzs skābekļa, mitruma un oglekļa dioksīda ietekmē.
Rūsu var uzskatīt par dzelzs oksīda un ūdens molekulas kombināciju. Tam ir vaļīga struktūra un tas nepasargā dzelzi no iznīcināšanas.
Lai pasargātu dzelzi no iznīcināšanas – korozijas – to parasti pārklāj ar krāsu vai citiem korozijizturīgiem materiāliem: cinku, hromu, niķeli un citiem metāliem. Šo metālu, tāpat kā alumīnija, aizsargājošās īpašības ir balstītas uz to, ka tie ir pārklāti ar plānu stabilu to oksīdu plēvi, kas aizsargā pārklājumu no turpmākas iznīcināšanas.
Aizsargpārklājumi ievērojami palēnina metāla oksidēšanās procesu.
Dabā pastāvīgi notiek lēnas oksidācijas procesi, līdzīgi degšanai.
Tūstot koksnei, salmiem, lapām un citiem organisko vielu notiek oglekļa oksidēšanās procesi, kas ir daļa no šīm vielām. Siltums izdalās ārkārtīgi lēni, un tāpēc tas parasti paliek nepamanīts.
Bet dažreiz šāda veida oksidatīvie procesi paši tiek paātrināti un nonāk degšanas procesā.
Slapjā siena kaudzē var novērot spontānu aizdegšanos.
Ātra oksidēšanās ar liela daudzuma siltuma un gaismas izdalīšanos novērojama ne tikai koksnes, petrolejas, sveču, eļļas un citu oglekli saturošu degošu materiālu sadegšanas laikā, bet arī dzelzs sadegšanas laikā.
Ielejiet burkā nedaudz ūdens un piepildiet to ar skābekli. Pēc tam burciņā ieliec dzelzs spirāli, kuras galā piefiksē gruzdošu šķembu. Šķemba un aiz tās spirāle iedegsies ar spilgtu liesmu, izkliedējot zvaigznes formas dzirksteles uz visām pusēm.
Tas ir dzelzs ātras oksidēšanās process ar skābekli. Tas sākās augstā temperatūrā, kas radīja degošu šķembu, un turpinās līdz pilnīgai spirāles sadegšanai, pateicoties siltumam, kas izdalās dzelzs sadegšanas laikā.
No tā rodas tik daudz siltuma, ka degšanas laikā radušās oksidētās dzelzs daļiņas mirdz baltā krāsā, spilgti izgaismojot burku.
Dzelzs sadegšanas laikā izveidojušos katlakmens sastāvs nedaudz atšķiras no oksīda sastāva, kas veidojas rūsas veidā lēnas dzelzs oksidācijas laikā gaisā mitruma klātbūtnē.
Pirmajā gadījumā oksidēšanās notiek uz dzelzs oksīdu (Fe 3 O 4), kas ir daļa no magnētiskās dzelzsrūdas; otrajā veidojas oksīds, kas ļoti atgādina brūno dzelzsrūdu, kuras formula ir 2Fe 2 O 3 ∙ H 2 O.
Tādējādi atkarībā no apstākļiem, kādos notiek oksidēšanās, veidojas dažādi oksīdi, kas atšķiras viens no otra ar skābekļa saturu.
Tā, piemēram, ogleklis kombinācijā ar skābekli dod divus oksīdus - oglekļa monoksīdu un oglekļa dioksīdu. Ar skābekļa trūkumu notiek nepilnīga oglekļa sadegšana, veidojoties oglekļa monoksīdam (CO), ko hostelī sauc par oglekļa monoksīdu. Pilnīga sadegšana rada oglekļa dioksīdu vai oglekļa dioksīds(CO2).
Fosfors, degot skābekļa trūkuma apstākļos, veido fosfora anhidrīdu (P 2 O 3), bet ar pārpalikumu - fosfora anhidrīdu (P 2 O 5). Sērs dažādos degšanas apstākļos var radīt arī sērskābes (SO 2) vai sērskābes (SO 3) anhidrīdu.
Tīrā skābeklī degšanas un citas oksidācijas reakcijas norit ātrāk un tiek pabeigtas.
Kāpēc degšana skābeklī notiek enerģiskāk nekā gaisā?
Vai tīram skābeklim ir kāds īpašas īpašības ka skābekļa gaisā nav? Protams, nē. Abos gadījumos mums ir vienāds skābeklis ar vienādām īpašībām. Tikai gaiss satur 5 reizes mazāk skābekļa nekā tajā pašā tilpumā tīra skābekļa, turklāt skābeklis tiek sajaukts ar skābekli gaisā. lielos daudzumos slāpeklis, kas ne tikai pats nedeg, bet arī neatbalsta degšanu. Tāpēc, ja gaisa skābeklis jau ir izlietots tieši liesmas tuvumā, tad citai tā daļai ir jāizkļūst cauri slāpeklim un sadegšanas produktiem. Līdz ar to enerģiskāka degšana skābekļa atmosfērā ir skaidrojama ar tās ātrāku padevi degšanas vietai. Šajā gadījumā skābekļa savienošanas process ar degošu vielu ir enerģiskāks un izdalās vairāk siltuma. Jo vairāk skābekļa tiek piegādāts degošajai vielai laika vienībā, jo spožāka ir liesma, augstāka temperatūra un spēcīgāka degšana.
Vai skābeklis pats deg?
Paņemiet cilindru un apgrieziet to otrādi. Novietojiet ūdeņraža cauruli zem cilindra. Tā kā ūdeņradis ir vieglāks par gaisu, tas pilnībā piepildīs cilindru.
Cilindra atvērtās daļas tuvumā aizdedziet ūdeņradi un caur liesmu tajā ievietojiet stikla cauruli, caur kuru plūst gāzveida skābeklis. Tuvumā caurules galam uzliesmos uguns, kas klusi degs cilindrā, kas piepildīts ar ūdeņradi. Deg nevis skābeklis, bet ūdeņradis neliela daudzuma skābekļa klātbūtnē, kas izplūst no caurules.
Kas veidojas ūdeņraža sadegšanas rezultātā? Kāds ir iegūtais oksīds?
Ūdeņradis oksidējas par ūdeni. Patiešām, kondensētā ūdens tvaiku pilieni pamazām sāk nosēsties uz cilindra sienām. 1 skābekļa molekula nonāk 2 ūdeņraža molekulu oksidēšanā, un veidojas 2 ūdens molekulas (2H 2 + O 2 → 2H 2 O).
Ja skābeklis no caurules izplūst lēni, tas pilnībā izdeg ūdeņraža atmosfērā, un eksperiments norit raiti.
Ir tikai jāpalielina skābekļa padeve tik daudz, lai tam nepaspētu pilnībā izdegt, daļa no tā izies ārpus liesmas, kur veidojas ūdeņraža un skābekļa maisījuma kabatas, un parādīsies atsevišķi mazi uzplaiksnījumi, līdzīgi kā sprādzieni.
Skābekļa un ūdeņraža maisījums ir sprādzienbīstama gāze. Ja aizdedzinat sprādzienbīstamu gāzi, notiks spēcīgs sprādziens: skābeklim savienojoties ar ūdeņradi, tiek iegūts ūdens un veidojas augsta temperatūra. Ūdens tvaiki un apkārtējās gāzes ļoti izplešas, radot lielu spiedienu, pie kura var viegli pārsprāgt ne tikai stikla cilindrs, bet arī izturīgāks trauks. Tāpēc darbam ar sprādzienbīstamu maisījumu nepieciešama īpaša piesardzība.
Skābeklim ir vēl viena interesanta īpašība. Tas nonāk kombinācijā ar dažiem elementiem, veidojot peroksīda savienojumus.
Atvedīsim raksturīgs piemērs. Ūdeņradis, kā zināms, ir vienvērtīgs, skābeklis ir divvērtīgs: 2 ūdeņraža atomi var apvienoties ar 1 skābekļa atomu. Tas rada ūdeni. Ūdens molekulas struktūra parasti tiek attēlota kā H - O - H. Ja ūdens molekulai pievienojas vēl 1 skābekļa atoms, tad veidojas ūdeņraža peroksīds, kura formula ir H 2 O 2.
Kur šajā savienojumā nonāk otrais skābekļa atoms un ar kādām saitēm tas tiek turēts? Otrais skābekļa atoms it kā sarauj pirmā saiti ar vienu no ūdeņraža atomiem un kļūst starp tiem, tādējādi veidojot H-O-O-N savienojums. Tajā pašā struktūrā ir nātrija peroksīds (Na-O-O-Na), bārija peroksīds.
Peroksīda savienojumiem raksturīgs 2 skābekļa atomu klātbūtne, kas savstarpēji saistīti ar vienu valenci. Tāpēc 2 ūdeņraža atomi, 2 nātrija atomi vai 1 bārija atoms var piesaistīt sev nevis 1 skābekļa atomu ar divām valencēm (-O-), bet 2 atomus, kuriem savstarpējās saites rezultātā arī ir tikai divi brīvi. valences (-O- PAR-).
Ūdeņraža peroksīdu var iegūt, atšķaidītai sērskābei iedarbojoties uz nātrija peroksīdu (Na 2 O 2) vai bārija peroksīdu (BaO 2). Ērtāk ir izmantot bārija peroksīdu, jo, kad uz to iedarbojas sērskābe, veidojas nešķīstošas bārija sulfāta nogulsnes, no kurām ūdeņraža peroksīdu viegli atdala filtrējot (BaO 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + H 2 O 2).
Ūdeņraža peroksīds, tāpat kā ozons, ir nestabils savienojums un sadalās ūdenī un skābekļa atomā, kam izdalīšanās brīdī ir augsta oksidējošā jauda. Zemā temperatūrā un tumsā ūdeņraža peroksīda sadalīšanās notiek lēni. Un sildot un gaismā tas notiek daudz ātrāk. Smiltis, pulverveida mangāna dioksīds, sudrabs vai platīns arī paātrina ūdeņraža peroksīda sadalīšanos, bet paši paliek nemainīgi. Vielas, kas ietekmē tikai ķīmiskās reakcijas ātrumu, pašas paliekot nemainīgas, sauc par katalizatoriem.
Ja pudelē, kuras apakšā ir katalizators - mangāna dioksīda pulveris, ielej nedaudz ūdeņraža peroksīda, ūdeņraža peroksīda sadalīšanās noritēs ar tādu ātrumu, ka var pamanīt skābekļa burbuļu izdalīšanos.
Spēja oksidēt dažādus savienojumus piemīt ne tikai gāzveida skābeklim, bet arī dažiem savienojumiem, kuros tas ir iekļauts.
Ūdeņraža peroksīds ir labs oksidētājs. Tas balina dažādas krāsvielas un tāpēc tiek izmantots zīda, kažokādu un citu izstrādājumu balināšanas tehnoloģijās.
Ūdeņraža peroksīda spēja iznīcināt dažādus mikrobus ļauj to izmantot kā dezinfekcijas līdzekli. Ūdeņraža peroksīdu izmanto brūču mazgāšanai, skalošanai un zobārstniecības praksē.
Piemīt spēcīgas oksidējošas īpašības Slāpekļskābe(HNO3). Ja slāpekļskābei pievieno pilienu terpentīna, veidojas spilgts uzliesmojums: ogleklis un ūdeņradis, kas ir terpentīna sastāvdaļa, ātri oksidējas, izdalot lielu siltuma daudzumu.
Ar slāpekļskābi samitrināts papīrs un audumi tiek ātri iznīcināti. Organiskās vielas, no kurām izgatavoti šie materiāli, oksidējas ar slāpekļskābi un zaudē savas īpašības. Ja slāpekļskābē samērcētu papīru vai audumu karsē, oksidēšanās process tik ļoti paātrināsies, ka var rasties uzliesmojums.
Slāpekļskābe oksidē ne tikai organiskos savienojumus, bet arī dažus metālus. Varš, pakļauts koncentrētai slāpekļskābei, vispirms tiek oksidēts līdz vara oksīdam, no slāpekļskābes atbrīvojot slāpekļa dioksīdu, un pēc tam vara oksīds pārvēršas vara nitrātā.
Spēcīgas oksidējošas īpašības piemīt ne tikai slāpekļskābei, bet arī dažiem tās sāļiem.
Slāpekļskābes kālija, nātrija, kalcija un amonija sāļi, ko tehnoloģijā sauc par salpetru, karsējot sadalās, izdalot skābekli. Augstā temperatūrā izkausētā salpetrā ogles deg tik spēcīgi, ka parādās spilgti balta gaisma. Tomēr, ja sēra gabals tiek iemests mēģenē ar izkausētu salpetru kopā ar gruzdošām oglēm, degšana turpināsies ar tādu intensitāti un temperatūra paaugstināsies tik daudz, ka stikls sāks kust. Šīs salpetra īpašības cilvēkiem ir zināmas jau sen; viņš izmantoja šīs īpašības, lai izgatavotu šaujampulveri.
Melns vai dūmakains šaujampulveris ir izgatavots no salpetra, oglēm un sēra. Šajā maisījumā ogles un sērs ir degoši materiāli. Dedzinot tie pārvēršas gāzveida oglekļa dioksīdā (CO 2) un cietā kālija sulfīdā (K 2 S). Sālspēters, sadaloties, izdala lielu daudzumu skābekļa un gāzveida slāpekļa. Izdalītais skābeklis uzlabo ogļu un sēra sadegšanu.
Degšanas rezultātā veidojas tik augsta temperatūra, ka izveidojušās gāzes varētu izplesties līdz tilpumam, kas 2000 reižu pārsniedz paņemtā šaujampulvera tilpumu. Bet slēgtā trauka sienas, kur parasti tiek sadedzināts šaujampulveris, neļauj gāzēm viegli un brīvi izplesties. Tiek radīts milzīgs spiediens, kas salauž trauku tā vājākajā vietā. Atskan apdullinošs sprādziens, ar troksni izplūst gāzes, nesot līdzi sasmalcinātas cietās daļiņas dūmu veidā.
Tātad no kālija nitrāta, oglēm un sēra veidojas maisījums, kam ir milzīgs postošais spēks.
Savienojumi ar stiprām oksidējošām īpašībām ietver arī skābekli saturošu hlora skābju sāļus. Bertoleta sāls, karsējot, sadalās kālija hlorīdā un atomu skābeklī.
Pat vieglāk nekā Bertoleta sāls, hlorīds vai balinātājs, kaļķis atsakās no skābekļa. Balto kaļķi izmanto kokvilnas, lina, papīra un citu materiālu balināšanai. Hlorkaļķi izmanto arī kā līdzekli pret indīgām vielām: indīgās vielas, tāpat kā daudzus citus kompleksos savienojumus, iznīcina spēcīgi oksidētāji.
Skābekļa oksidējošās īpašības, tā spēja viegli apvienoties ar dažādiem elementiem un enerģiski atbalstīt degšanu, vienlaikus attīstot augstu temperatūru, jau sen ir piesaistījušas zinātnieku uzmanību. dažādas jomas Zinātnes. Par to īpaši interesēja ķīmiķi un metalurgi. Bet skābekļa izmantošana bija ierobežota, jo nebija viegla un lēta veida, kā to iegūt no gaisa un ūdens.
Fiziķi nāca palīgā ķīmiķiem un metalurgiem. Viņi atrada ļoti ērtu veidu, kā iegūt skābekli no gaisa, un fizikālie ķīmiķi iemācījās to iegūt milzīgos daudzumos no ūdens.
Skābeklis ir 16. grupas elements (pēc novecojušās klasifikācijas - VI grupas galvenā apakšgrupa), D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās sistēmas otrā perioda elements ar atomskaitli 8. To apzīmē ar simbolu O. Skābeklis ir reaktīvs nemetāls un ir vieglākais halkogēna grupas elements. Vienkārša viela skābeklis normāli apstākļi- gāze bez krāsas, garšas un smaržas, kuras molekula sastāv no diviem skābekļa atomiem (formula O2), saistībā ar kuru to sauc arī par dioksīdu]. Šķidrajam skābeklim ir gaiši zila krāsa, bet cietajam skābeklim ir gaiši zili kristāli.
Ir arī citas skābekļa alotropās formas, piemēram - normālos apstākļos gāze zila krāsa ar specifisku smaku, kuras molekula sastāv no trim skābekļa atomiem (formula O3).
Meklēšana dabā.Dabīgais skābeklis sastāv no 3 stabiliem izotopiem o16, o17, o18.
Skābeklis vienkāršas vielas veidā o2 ir daļa no atmosfēras gaisa = 21% Saistītā veidā skābekļa elements ir daudzu organisko vielu dažādu minerālu ūdens neatņemama sastāvdaļa.
SAŅEMŠANA. Pašlaik rūpniecībā skābekli iegūst no gaisa. Galvenā rūpnieciskā skābekļa iegūšanas metode ir kriogēnā destilācija. Skābekļa iekārtas, kuru pamatā ir membrānas tehnoloģija, ir arī labi zināmas un veiksmīgi izmantotas rūpniecībā.
Laboratorijās tiek izmantots rūpnieciskais skābeklis, kas tiek piegādāts tērauda cilindros ar spiedienu aptuveni 15 MPa.
Karsējot kālija permanganātu KMnO4, var iegūt nelielu daudzumu skābekļa:
2KMNO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Tiek izmantota arī ūdeņraža peroksīda H2O2 katalītiskās sadalīšanās reakcija mangāna(IV) oksīda klātbūtnē:
2H2O2 =MnO2=2H2O + O2
Skābekli var iegūt, katalītiski sadalot kālija hlorātu (bertoleta sāli) KClO3:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Laboratorijas metodes skābekļa iegūšanai ietver sārmu ūdens šķīdumu elektrolīzes metodi, kā arī dzīvsudraba (II) oksīda sadalīšanos (pie t = 100 ° C):
Zemūdenēs to parasti iegūst, reaģējot uz nātrija peroksīdu un cilvēka izelpoto oglekļa dioksīdu:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
ĶĪMISKĀ ST_VA. Spēcīgs oksidētājs, mijiedarbojas ar gandrīz visiem elementiem, veidojot oksīdus. Oksidācijas pakāpe ir –2. Parasti oksidācijas reakcija notiek, izdalot siltumu, un paātrinās, palielinoties temperatūrai (sk. Degšana). Reakciju piemērs, kas notiek istabas temperatūrā:
4Li + O2 = 2Li2O
Oksidē savienojumus, kas satur elementus ar nemaksimālu oksidācijas pakāpi:
Oksidē lielāko daļu organisko savienojumu:
CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O
Noteiktos apstākļos ir iespējams veikt vieglu organiskā savienojuma oksidēšanu:
CH3CH2OH +O2 = CH3COOH + H2O
Skābeklis tieši (normālos apstākļos, karsējot un/vai katalizatoru klātbūtnē) reaģē ar visām vienkāršajām vielām, izņemot Au un inertās gāzes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcijas ar halogēniem notiek elektriskās izlādes vai ultravioletā starojuma ietekmē. Netiešā veidā iegūti zelta oksīdi un smago inerto gāzu (Xe, Rn). Visos divu elementu skābekļa savienojumos ar citiem elementiem skābeklis spēlē oksidētāja lomu, izņemot savienojumus ar fluoru (skatīt zemāk #skābekļa fluorīdi).
Skābeklis veido peroksīdus, kuru skābekļa atoma oksidācijas pakāpe formāli ir vienāda ar –1.
Piemēram, peroksīdus ražo sadedzinot sārmu metāli skābeklī:
2Na + O2 = Na2O2
Daži oksīdi absorbē skābekli:
2BaO + O2 = 2BaO2
Saskaņā ar A. N. Baha un K. O. Englera izstrādāto degšanas teoriju oksidēšanās notiek divos posmos, veidojoties starpposma peroksīda savienojumam. Šo starpproduktu savienojumu var izolēt, piemēram, kad degoša ūdeņraža liesmu atdzesē ar ledu, kopā ar ūdeni veidojas ūdeņraža peroksīds:
Superoksīdos skābekļa oksidācijas pakāpe formāli ir −½, tas ir, viens elektrons uz diviem skābekļa atomiem (O−2 jons). Iegūst, mijiedarbojoties peroksīdiem ar skābekli paaugstinātā spiedienā un temperatūrā:
Na2O2 + O2 = 2NaO2
Kālijs K, rubīdijs Rb un cēzijs Cs reaģē ar skābekli, veidojot superoksīdus:
Neorganiskie ozonīdi satur O–3 jonu ar skābekļa oksidācijas pakāpi, kas formāli ir vienāda ar –1/3. Iegūst, ozonam iedarbojoties uz sārmu metālu hidroksīdiem:
2KOH + 3O3 = 2KO3 + H2O +2O2
Dioksigeniljonā O2+ skābekļa oksidācijas pakāpe formāli ir +½. Iegūstiet pēc reakcijas:
PtF6 +O2 = O2PtF6
Skābekļa fluorīdi Skābekļa difluorīdu, OF2 skābekļa oksidācijas pakāpe +2, iegūst, laižot fluoru caur sārma šķīdumu:
2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2
Skābekļa monofluorīds (dioksidifluorīds), O2F2, ir nestabils, skābekļa oksidācijas pakāpe ir +1. Iegūts no fluora un skābekļa maisījuma kvēlizlādei –196 C temperatūrā:
Izlaižot svelmes izlādi caur fluora maisījumu ar skābekli noteiktā spiedienā un temperatūrā, tiek iegūti augstāku skābekļa fluorīdu O3F2, O4F2, O5F2 un O6F2 maisījumi.
Kvantu mehāniskie aprēķini paredz trifluorhidroksonija jona (angļu val.) OF3+ stabilu eksistenci. Ja šis jons patiešām pastāv, tad skābekļa oksidācijas pakāpe tajā būs +4.
Skābeklis atbalsta elpošanas, sadegšanas un sabrukšanas procesus.
Brīvā formā elements pastāv divās allotropās modifikācijās: O2 un O3 (ozons). Kā 1899. gadā konstatēja Pjērs Kirī un Marija Sklodovska-Kirī, jonizējošā starojuma ietekmē O2 pāriet O3 OZONĀ. Ozons ir alotropa skābekļa modifikācija, kas sastāv no triatomiskām O3 molekulām. Normālos apstākļos - zilā gāze. Sašķidrināts tas pārvēršas par indigo šķidrumu. Cietā veidā tie ir tumši zili, gandrīz melni kristāli.
CHEM.CB-VA Ozons ir spēcīgs oksidētājs, daudz reaktīvāks nekā divatomiskais skābeklis. Oksidē gandrīz visus metālus (izņemot zeltu, platīnu un iridiju) līdz tiem augstākas pakāpes oksidēšanās. Oksidē daudzus nemetālus. Reakcijas produkts galvenokārt ir skābeklis.
2Cu2+ + 2H3O+ + O3 = 2Cu3+ + 3H2O + O2
Ozons palielina oksīdu oksidācijas pakāpi:
NO + O3 = NO2 + O2
Šo reakciju pavada hemiluminiscence. Slāpekļa dioksīdu var oksidēt par slāpekļa anhidrīdu:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2
Ozons reaģē ar oglekli normālā temperatūrā, veidojot oglekļa dioksīdu:
2C +2O3 = 2CO2 + O2
Ozons nereaģē ar amonija sāļiem, bet reaģē ar amonjaku, veidojot amonija nitrātu:
2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 4O2 + H2O
Ozons reaģē ar ūdeņradi, veidojot ūdeni un skābekli:
O3 + H2 = O2 + H2O
Ozons reaģē ar sulfīdiem, veidojot sulfātus:
PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2
Ozonu var izmantot, lai sērskābe gan no elementārā sēra, gan sēra dioksīda:
S + H2O + O3 = H2SO4
3SO2 + 3H2O + O3 = 3H2SO4
Visi trīs skābekļa atomi ozonā var individuāli reaģēt alvas hlorīda reakcijā ar sālsskābe un ozons:
3SnCl2 + 6HCl + O3 = 3SnCl4 + 3H2O
Gāzes fāzē ozons reaģē ar sērūdeņradi, veidojot sēra dioksīdu:
H2S + O3 = SO2 + H2O
IN ūdens šķīdums ar sērūdeņradi notiek divas konkurējošas reakcijas, viena ar elementārā sēra veidošanos, otra ar sērskābes veidošanos:
H2S + O3 = S + O2 + H2O
3H2S + 4O3 = 3H2SO4
Apstrādājot joda šķīdumu aukstā bezūdens perhlorskābē ar ozonu, var iegūt joda (III) perhlorātu:
I2 + 6HClO4 + O3 = 2I(ClO4)3 + 3H2O
Cietu nitrila perhlorātu var iegūt, reaģējot gāzveida NO2, ClO2 un O3:
2NO2 + 2ClO2 + 2O2 = 2NO2ClO4 + O2
Ozons var piedalīties degšanas reakcijās, savukārt degšanas temperatūra ir augstāka nekā ar divatomu skābekli:
3C3N2 + 4O3 = 12CO + 3N2
Ozons var iekļūt ķīmiskās reakcijas un zemā temperatūrā. 77 K (-196 °C) temperatūrā atomu ūdeņradis reaģē ar ozonu, veidojot superoksīda radikāli ar ozona dimerizāciju:
H + O3 = HO2. +O
2HO2 . = H2O2 +O2
Ozons var veidot neorganiskus ozonīdus, kas satur O3-anjonu. Šie savienojumi ir sprādzienbīstami, un tos var uzglabāt tikai zemā temperatūrā. Ir zināmi visu sārmu metālu ozonīdi (izņemot Franciju). KO3, RbO3 un CsO3 var iegūt no atbilstošajiem superoksīdiem:
KO2 + O3 = KO3 + O2
Kālija ozonīdu var iegūt citā veidā no kālija hidroksīda:
2KOH + 5O3 = 2KO3 + 5O2 + H2O
NaO3 un LiO3 var iegūt, CsO3 iedarbojoties šķidrā amonjakā NH3 uz jonu apmaiņas sveķiem, kas satur Na+ vai Li+ jonus:
CsO3 + Na+ = Cs+ + NaO3
Kalcija šķīduma amonjakā apstrāde ar ozonu noved pie amonija ozonīda, nevis kalcija veidošanās:
3Ca + 10NH3 + 7O3 = Ca * 6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + 3O2 + 2H2O
Ozonu var izmantot mangāna atdalīšanai no ūdens, veidojot nogulsnes, kuras var atdalīt filtrējot:
2Mn2+ + 2O3 + 4H2O = 2MnO(OH)2 + 2O2 + 4H+
Ozons pārvērš toksiskos cianīdus mazāk bīstamos cianātos:
CN- + O3 = CNO- + O2
Ozons var pilnībā sadalīt urīnvielu:
(NH2)2CO + O3 = N2 + CO2 + 2H2O
Ozona mijiedarbība ar organiskie savienojumi ar aktivētu vai terciāro oglekļa atomu zemā temperatūrā noved pie atbilstošiem hidrotrioksīdiem.
SAŅEMŠANA. Ozons veidojas daudzos procesos, ko pavada atomu skābekļa izdalīšanās, piemēram, sadaloties peroksīdiem, oksidējoties fosforam utt.
Rūpniecībā to iegūst no gaisa vai skābekļa ozonizatoros, iedarbojoties ar elektrisko izlādi. O3 sašķidrinās vieglāk nekā O2, tāpēc to ir viegli atdalīt. Ozonu ozona terapijai medicīnā iegūst tikai no tīra skābekļa. Apstarojot gaisu ar cieto ultravioleto starojumu, veidojas ozons. Tas pats process notiek atmosfēras augšējos slāņos, kur, iedarbojoties saules radiācija ozona slāņa veidošanās un uzturēšana.
Laboratorijā ozonu var iegūt, atdzesētu koncentrētu sērskābi reaģējot ar bārija peroksīdu:
3H2SO4 + 3BaO2 = 3BaSO4 + O3 + 3H2O
Peroksīdi ir sarežģītas vielas, kurās skābekļa atomi ir saistīti viens ar otru. Peroksīdi viegli atbrīvo skābekli. Neorganiskām vielām ieteicams lietot terminu peroksīds, organiskām vielām mūsdienās krievu valodā bieži lieto terminu peroksīds. Daudzu organisko vielu peroksīdi ir sprādzienbīstami (acetona peroksīds), jo īpaši tie viegli veidojas fotoķīmiski, ilgstoši izgaismojot ēteri skābekļa klātbūtnē. Tāpēc pirms destilācijas daudziem ēteriem (dietilēterim, tetrahidrofurānam) ir jāpārbauda peroksīdu neesamība.
Peroksīdi palēnina olbaltumvielu sintēzi šūnā.
Atkarībā no struktūras izšķir peroksīdus, superoksīdus un neorganiskos ozonīdus. Neorganiskie peroksīdi bināro vai sarežģīti savienojumi pazīstams ar gandrīz visiem elementiem. Sārma peroksīdi un sārmzemju metāli reaģē ar ūdeni, veidojot atbilstošu hidroksīdu un ūdeņraža peroksīdu.
Organiskos peroksīdus iedala dialkilperoksīdos, alkilhidroperoksīdos, diacilperoksīdos, acilhidroperoksīdos (peroksokarbonskābes) un cikliskajos peroksīdos. Organiskie peroksīdi ir termiski nestabili un bieži vien ir sprādzienbīstami. Izmanto kā brīvo radikāļu avotu organiskajā sintēzē un rūpniecībā
Halogenīdi (halogenīdi) - halogēnu savienojumi ar citiem ķīmiskiem elementiem vai radikāļiem. Šajā gadījumā savienojumā iekļautajam halogēnam jābūt elektronnegatīvam; Tādējādi broma oksīds nav halogenīds.
Saskaņā ar savienojumā iesaistīto halogēnu halogenīdus sauc arī par fluorīdiem, hlorīdiem, bromīdiem, jodīdiem un astatīdiem. Sudraba halogenīdus vislabāk pazīst ar šo nosaukumu, jo sudraba halogenīdu fotografējot ar filmu masveida izplatību.
Halogēnu savienojumus savā starpā sauc par interhalogēniem savienojumiem vai starphalogēnu savienojumiem (piemēram, joda pentafluorīds IF5).
Halogenīdos halogēnam ir negatīvs spēks oksidēšanās, un elements ir pozitīvs.
Halogenīdu jons ir negatīvi lādēts halogēna atoms.
DEFINĪCIJA
Skābeklis- Periodiskās tabulas astotais elements. Apzīmējums - O no latīņu valodas "oxygenium". Atrodas otrajā periodā, VIA grupa. Attiecas uz nemetāliem. Kodollādiņš ir 8.
Skābeklis ir visizplatītākais elements zemes garozā. Brīvā stāvoklī tas atrodas atmosfēras gaisā, saistītā veidā ir daļa no ūdens, minerāliem, akmeņiem un visām vielām, no kurām tiek veidoti augu un dzīvnieku organismi. Skābekļa masas daļa zemes garoza ir aptuveni 47%.
Kā vienkārša viela skābeklis ir bezkrāsaina gāze bez smaržas. Tas ir nedaudz smagāks par gaisu: 1 litra skābekļa masa normālos apstākļos ir 1,43 g, bet 1 litra gaisa - 1,293 g. Skābeklis izšķīst ūdenī, lai gan nelielos daudzumos: 100 tilpumi ūdens 0 o C temperatūrā izšķīst 4,9, bet 20 o C - 3,1 tilpums skābekļa.
Skābekļa atomu un molekulmasa
DEFINĪCIJA
Radinieks atomu masa A r ir vielas atoma molārā masa, dalīta ar 1/12 molārā masa oglekļa atoms-12 (12 C).
Atomu skābekļa relatīvā atomu masa ir 15,999 amu.
DEFINĪCIJA
Relatīvā molekulmasa M r ir molekulas molārā masa, kas attiecas uz 1/12 no oglekļa-12 atoma molārās masas (12 C).
Tas ir bezizmēra lielums.Ir zināms, ka skābekļa molekula ir divatomiskā - O 2 . Skābekļa molekulas relatīvā molekulmasa būs vienāda ar:
M r (O 2) \u003d 15,999 × 2 ≈32.
Skābekļa allotropija un alotropās modifikācijas
Skābeklis var pastāvēt divu allotropu modifikāciju veidā - skābekļa O 2 un ozona O 3 ( fizikālās īpašības iepriekš aprakstītais skābeklis).
Plkst normāli apstākļi ozons ir gāze. To var atdalīt no skābekļa ar spēcīgu dzesēšanu; ozons kondensējas zilā šķidrumā, kas vārās (-111,9 o C).
Ozona šķīdība ūdenī ir daudz lielāka nekā skābekļa: 100 tilpumi ūdens 0 o C temperatūrā izšķīdina 49 tilpumus ozona.
Ozona veidošanos no skābekļa var izteikt ar vienādojumu:
3O 2 \u003d 2O 3 - 285 kJ.
Skābekļa izotopi
Ir zināms, ka dabā skābeklis var būt trīs izotopu formā: 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) un 18 O (0,2%). To masas skaitļi ir attiecīgi 16, 17 un 18. Skābekļa izotopa 16 O atoma kodols satur astoņus protonus un astoņus neitronus, un izotopos 17 O un 18 O ir vienāds protonu skaits, attiecīgi deviņi un desmit neitroni.
Ir divpadsmit radioaktīvie skābekļa izotopi ar masas skaitu no 12 līdz 24, no kuriem stabilākais izotops ir 15 O ar pussabrukšanas periodu 120 s.
skābekļa joni
Skābekļa atoma ārējā enerģijas līmenī ir seši elektroni, kas ir valences:
1s 2 2s 2 2p 4 .
Skābekļa atoma struktūra ir parādīta zemāk:
Ķīmiskās mijiedarbības rezultātā skābeklis var zaudēt savus valences elektronus, t.i. būt to donoram, un pārvērsties par pozitīvi lādētiem joniem vai pieņemt elektronus no cita atoma, t.i. būt par to akceptoru un pārvērsties par negatīvi lādētiem joniem:
O 0 +2e → O 2-;
Apmēram 0 -1e → Aptuveni 1+.
Skābekļa molekula un atoms
Skābekļa molekula sastāv no diviem atomiem - O 2 . Šeit ir dažas īpašības, kas raksturo skābekļa atomu un molekulu:
Problēmu risināšanas piemēri
1. PIEMĒRS
Zemes garozā ir 50% skābekļa. Elements ir arī minerālos sāļu un oksīdu veidā. Skābeklis saistītā veidā ir iekļauts sastāvā (elementa procentuālais daudzums ir aptuveni 89%). Skābeklis ir arī visu dzīvo organismu un augu šūnās. Skābeklis gaisā atrodas brīvā stāvoklī O₂ formā un tā allotropās modifikācijas ozona O₃ formā un aizņem piekto daļu no tā sastāva,
Skābekļa fizikālās un ķīmiskās īpašības
Skābeklis O₂ ir bezkrāsaina, bez garšas un smaržas gāze. Viegli šķīst ūdenī, vārās (-183) °C temperatūrā. Skābeklim šķidruma veidā ir zila krāsa, cietā veidā elements veido zilus kristālus. Skābeklis kūst (-218,7) °C temperatūrā.
Šķidrais skābeklis istabas temperatūrāSildot, skābeklis reaģē ar dažādām vienkāršām vielām (metāliem un nemetāliem), kā rezultātā veidojas oksīdi - elementu savienojumi ar skābekli. Ķīmisko elementu mijiedarbību ar skābekli sauc par oksidācijas reakciju. Reakciju vienādojumu piemēri:
4Na + О₂= 2Na2O
S + O₂ = SO₂.
Dažas sarežģītas vielas mijiedarbojas arī ar skābekli, veidojot oksīdus:
CH₄ + 2O₂ \u003d CO₂ + 2H2O
2СО + О₂ = 2СО₂
skābeklis kā ķīmiskais elements iegūts laboratorijās un rūpniecības uzņēmumos. laboratorijā vairākos veidos:
- sadalīšanās (kālija hlorāts);
- ūdeņraža peroksīda sadalīšanās, kad vielu karsē mangāna oksīda kā katalizatora klātbūtnē;
- kālija permanganāta sadalīšanās.
Skābekļa sadegšanas ķīmiskā reakcija
Tīram skābeklim nav īpašu īpašību, kādas nav atmosfēras skābeklim, tas ir, tam ir tādas pašas ķīmiskās un fizikālās īpašības. Gaiss satur piecas reizes mazāk skābekļa nekā tādā pašā tilpumā tīra skābekļa. Gaisā skābeklis tiek sajaukts ar lielu slāpekļa daudzumu, gāzi, kas pati nedeg un neatbalsta degšanu. Tāpēc, ja liesmas tuvumā esošais skābeklis jau ir izlietots, tad nākamā skābekļa porcija izlauzīsies caur slāpekli un sadegšanas produktiem. Līdz ar to enerģiskāka skābekļa sadegšana atmosfērā ir skaidrojama ar ātrāku skābekļa piegādi degšanas vietai. Reakcijas laikā skābekļa savienošanas process ar degošo vielu tiek veikts enerģiskāk un izdalās vairāk siltuma. Jo vairāk skābekļa tiek piegādāts degošajai vielai laika vienībā, jo spožāk deg liesma, jo augstāka temperatūra un spēcīgāks degšanas process.
Kā notiek skābekļa sadegšanas reakcija? To var pārbaudīt pēc pieredzes. Ir nepieciešams paņemt cilindru un apgriezt to otrādi, pēc tam paņemt ūdeņraža cauruli zem cilindra. Ūdeņradis, kas ir vieglāks par gaisu, pilnībā piepildīs cilindru. Blakus cilindra atvērtajai daļai ir nepieciešams aizdedzināt ūdeņradi un caur liesmu tajā ievadīt stikla cauruli, caur kuru plūst gāzveida skābeklis. Caurules galā uzliesmos uguns, savukārt liesma klusi degs ūdeņraža pildītā cilindra iekšpusē. Reakcijas laikā deg nevis skābeklis, bet gan ūdeņradis neliela daudzuma skābekļa klātbūtnē, kas izplūst no caurules.
Kas rodas ūdeņraža sadegšanas rezultātā un kāds oksīds veidojas? Ūdeņradis oksidējas par ūdeni. Kondensētu ūdens tvaiku pilieni pakāpeniski nogulsnējas uz cilindra sienām. Viena skābekļa molekula oksidē divas ūdeņraža molekulas, un veidojas divas ūdens molekulas. Reakcijas vienādojums:
2Н₂ + O₂ → 2Н₂O
Ja skābeklis no caurules izplūst lēni, tas pilnībā izdeg ūdeņraža atmosfērā, un eksperiments norit raiti.
Tiklīdz skābekļa padeve palielinās tik daudz, ka tam nav laika pilnībā izdegt, daļa no tā iziet ārpus liesmas, kur veidojas ūdeņraža un skābekļa maisījuma kabatas un atsevišķi, sprādzieniem līdzīgi, nelieli uzplaiksnījumi. parādās. Skābekļa un ūdeņraža maisījums ir sprādzienbīstama gāze.
Kad sprādzienbīstamā gāze tiek aizdedzināta, notiek spēcīgs sprādziens: skābeklim savienojoties ar ūdeņradi, veidojas ūdens un veidojas augsta temperatūra. Ūdens tvaiki ar apkārtējām gāzēm ļoti izplešas, rodas liels spiediens, pie kura var pārsprāgt ne tikai trausls cilindrs, bet arī izturīgāks trauks. Tāpēc ir nepieciešams strādāt ar sprādzienbīstamu maisījumu ar īpašu piesardzību.
Skābekļa patēriņš degšanas laikā
Eksperimentam stikla kristalizētājā ar tilpumu 3 litri jāpiepilda 2/3 ar ūdeni un jāpievieno ēdamkarote kaustiskās sodas vai kaustiskā kālija. Krāsojiet ūdeni ar fenolftaleīnu vai citu piemērotu krāsvielu. Ielejiet smiltis mazā kolbā un vertikāli ievietojiet tajā stiepli, kuras galā ir piestiprināta vate. Konusu ievieto kristalizētājā ar ūdeni. Vate paliek 10 cm virs šķīduma virsmas.
Viegli samitriniet vates tamponu ar spirtu, eļļu, heksānu vai citu viegli uzliesmojošu šķidrumu un aizdedziet to. Uzmanīgi pārklājiet degošo vati ar 3 litru pudeli un nolaidiet to zem sārma šķīduma virsmas. Degšanas procesā skābeklis nonāk ūdenī un. Reakcijas rezultātā sārma šķīdums pudelē paceļas. Vate drīz izdzisīs. Pudele rūpīgi jānovieto kristalizētāja apakšā. Teorētiski pudelei jābūt 1/5 pilnai, jo gaiss satur 20,9% skābekļa. Degšanas laikā skābeklis nonāk ūdenī un oglekļa dioksīdā CO₂, ko absorbē sārms. Reakcijas vienādojums:
2NaOH + CO₂ = Na2CO3 + H2O
Praksē degšana beigsies, pirms tiks izlietots viss skābeklis; daļa skābekļa pāriet oglekļa monoksīdā, ko sārms neuzsūc, un daļa gaisa iziet no pudeles termiskās izplešanās rezultātā.
Uzmanību! Nemēģiniet pats atkārtot šos eksperimentus!
