Co je kyslík? kyslíkaté sloučeniny

Kyslík (O) - nekovový chemický prvek ze skupiny 16 (Via) periodické tabulky prvků. Je to bez barvy, chuti a zápachu plynu potřebný pro živé organismy - zvířata, která se převedla na oxid uhličitý, a rostlin, které využívají CO ₂ jako zdroj uhlíku, a O ₂ se vrací zpět do atmosféry. Kyslík tvoří sloučeniny reagující s prakticky jakéhokoliv jiného prvku, a vytlačuje chemické prvky komunikace mezi sebou. V mnoha případech jsou tyto procesy jsou doprovázeny uvolněním tepla a světla. Nejdůležitější směs kyslíku je voda.

Historie objevu

V roce 1772, švédský chemik Carl Wilhelm Scheele poprvé prokázáno, že takové kyslík, který by ji od dusičnanu topení oxidu draselného, rtuť, stejně jako mnoho jiných látek. Nezávisle na něm v roce 1774, anglický chemik Dzhozef Pristli objevil chemický prvek tepelným rozkladem oxidu rtuti a zveřejnil jeho poznatky v témže roce, tedy tři roky před vydáním Scheele. V letech 1775-1780 francouzský chemik Antuan Lavuaze interpretovat roli kyslíku v dechu a pálení, odhazovat phlogiston teorii, běžně přijímaný v té době. Je třeba poznamenat, pro jeho tendenci tvořit kyselin v kombinaci s různými látkami a s názvem Kyslíkové prvek, který v řecké prostředky „generovaných kyselina“.

převládání

Co je kyslík? Účtování 46% hmotnostních, vztaženo na kůry, to je nejčastější prvek ní. Množství kyslíku v atmosféře je 21% objemu a hmotnosti jeho 89% v mořské vodě.

Ve skalách prvku v kombinaci s kovy a nekovů, jako jsou oxidy, které jsou kyselé (např., Síry, uhlíku, hliníku a fosforu) nebo základní (vápníku, hořčíku a železa), a jako sloučeniny solí podobně, které mohou být považovány za vytvořené z kyseliny a základní oxidy, jako jsou sírany, uhličitany, křemičitany, fosforečnany a hlinitanů. I když je mnoho, ale tyto pevné látky mohou sloužit jako zdroj kyslíku, jako vazba štěpení s kovovým prvkem atomy spotřebu energie příliš.

rysy

V případě, že teplota kyslíku nižší než -183 ° C, stává se světle modrá kapalina, a při teplotě -218 ° C, - pevné látky. Čistý O ₂ je 1,1 krát těžší než vzduch.

Při dýchání zvířata a některé bakterie spotřebovávají kyslík z atmosféry a recyklovaného oxidu uhličitého, zatímco v zelených rostlin fotosyntéze v přítomnosti slunečního záření pohlcují oxid uhličitý a uvolňovat volný kyslík. Téměř celá O ₂ v atmosféře je produkován fotosyntézou.

Při teplotě 20 ° C po dobu asi 3 objemových dílů kyslíku, rozpuštěného ve 100 dílech pitné vody, o něco méně, než - v mořské vodě. Je nezbytný pro dýchání ryby a jiné mořské fauny.

Přírodní kyslík je směsí tří stabilních izotopů ¹⁶ O (99.759%), ¹⁷ O ^(0037%), a ¹⁸ O (0,204%). Existuje několik uměle vyrobené radioaktivní izotopy. Většina z nich jsou dlouhé trvání je ¹⁵ O (poločas rozpadu 124), který se používá pro studium dýchání u savců.

allotrope

Jasnější představu o tom, kyslíku, umožňují získat své dva allotropic formy, diatomic (O _2), a tří- atomových (O _3, ozón). Vlastnosti diatomic forma naznačují, že šest elektrony vážou atomy a dvě zůstávají nepárové, což způsobuje paramagnetism kyslíku. Tři molekuly atom ozonu neleží na jedné přímce.

Ozon může být vyroben v souladu s rovnicí: 3O ₂ → 2O _3.

Tento proces je endotermický (vyžaduje energii); Přeměna ozónu zpět do diatomic kyslíku přispívá k přítomnosti přechodných kovů nebo jejich oxidů. Čistý kyslík je přeměněn na ozon působením elektrického doutnavého výboje. Reakce také dochází při absorpci ultrafialového světla s vlnovou délkou asi 250 nm. Výskyt tohoto procesu v horní atmosféře eliminuje záření, které by byly škodlivé pro život na povrchu Země. Štiplavý zápach ozónu je přítomné v interiéru s jiskření elektrických zařízení, jako jsou generátory. Tento plyn je světle modrá. Jeho hustota při 1,658 krát větší, než je vzduch, a má teplotu varu -112 ° C a při atmosférickém tlaku.

Ozon - silný oxidant schopen přeměnit oxid siřičitý, oxid, sulfid sodný, jodid, jód (analytická metoda pro zajištění své hodnocení), stejně jako mnoho kyslíkaté organické sloučeniny obsahující deriváty, jako jsou aldehydy a kyselin. Konverze uhlovodíků ozonu z automobilové výfukových plynů v těchto kyselin a aldehydů je příčinou smogu. V průmyslu se ozon používá jako chemické reakční činidlo, dezinfekční prostředek pro čištění odpadních vod, čištění a bělení tkanin.

způsoby přípravy

Způsob výroby kyslíku závisí na tom, kolik plynu je nutné přijmout. Laboratorní metody pro následující:

1. Tepelný rozklad některých solí, jako chlorečnan draselný a dusičnan draselný:

• 2KClO ₃ → 2KCl + 3O _2.
• 2KNO ₃ → 2KNO ₂ + O _2.

Draselný chlorečnan rozklad katalyzovanou oxidů přechodových kovů. K tomuto se často používá oxid manganičitý (burel, MnO _2). Katalyzátor snižuje teplotu potřebnou pro vývoj kyslíku, od 400 do 250 ° C,

2. Degradace oxidy kovů za působení teploty:

• 2HgO → 2HG + O _2.
• 2Ag _2O → 4AG + O _2.

Scheele a Priestley tohoto chemického prvku použita sloučenina (oxid), kyslík a rtuti (II).

3. Tepelný rozklad peroxidů kovů nebo peroxid vodíku:

• 2BaO + O ₂ → 2BaO _2.
• ₂ 2BaO → 2BaO + O _2.
• BaO ₂ + H ₂ SO ₄ → H ₂ O ₂ + _BaSO4.
• 2H _{2O 2} → 2H ₂ O + O _2.

První průmyslové způsoby oddělování kyslíku z atmosféry, nebo pro výrobu peroxidu vodíku závisí na tvorbě oxidu peroxidu barnatého.

4. elektrolýzou vody s malými příměsí soli nebo kyseliny, které poskytují vedení elektrického proudu:

2H _2O → 2H ₂ + O ₂

průmyslová výroba

Pokud je to nutné pro získání velkého množství kyslíku se používají frakční destilace kapalného vzduchu. Z hlavních složek vzduchu, má nejvyšší bod varu, a proto se ve srovnání s dusíkem a méně těkavé argonem. Tento proces využívá chladicího plynu při jeho expanzi. Hlavní fáze provozu následujícím způsobem:

• vzduch se filtruje, aby se odstranily pevné částice;
• vlhkost a oxid uhličitý se odstraní absorpce v alkalickém prostředí;
• vzduch je stlačen a kompresní teplo se odvádí běžným způsobem chlazení;
• pak vstoupí do cívky umístěné uvnitř komory;
• část stlačeného plynu (při tlaku asi 200 MPa) v komoře expanduje, chladící cívku;
• expandovaný plyn se vrací do kompresoru a prochází několika fázích komprese a následné expanze, přičemž při teplotě -196 ° C, vzduch se stává kapalina;
• ohřátá kapalina destilace první lehké inertní plyny, pak dusík a kapalný kyslík zbytky. Vícenásobné frakcionace vytváří produkt dostatečně čistý (99,5%), pro většinu průmyslových aplikací.

Použití v průmyslu

Metalurgie je největším spotřebitelem čistého kyslíku pro výrobu vysoce-uhlíková ocel: zbavit se oxidu uhličitého a jiných nečistot kožišiny tak rychlejší a jednodušší, než se vzduchem.

Odpadní voda kyslík příslibem pro efektivnější zpracování kapalného efluentu, než v jiných chemických procesech. To se stává v uzavřených zařízeních na spalování odpadu systémů využívajících čistého _O2 stále _{důležitější.}

Takzvaný raketa okysličovadla je kapalný kyslík. Čistý O ₂ Používá se na ponorkách a v potápěčském zvonu.

V chemickém průmyslu, kyslík nahrazuje normální atmosféře, ve výrobě látek, jako je acetylen, ethylen oxidu a methanolu. Lékařské aplikace zahrnují použití kyslíku v komorách inhalátory a kojeneckých inkubátorů. anestetický plyn obohacený kyslíkem poskytuje podporu života během celkové anestézie. Bez tohoto chemického prvku byly schopny existovat množství průmyslových odvětví, které používají pece. To je to, co kyslík.

Chemické vlastnosti a reakce

Velké hodnoty elektronové afinity a elektronegativita kyslíku jsou typické složky, které vykazují kovové vlastnosti. Všechny sloučeniny mají negativní oxidační kyslíku stav. Při obsadit dvě elektronové orbitaly, tvořené O ^2- iontu. Peroxidy (O ₂ ^2), se předpokládá, že každý atom má náboj -1. Tato vlastnost přijímat elektrony od úplného nebo částečného přenosu a určuje oxidační činidlo. Pokud je činidlo reaguje s látkou, donoru elektronu, vlastní oxidační stav snižuje. Změna (snížení) v oxidačním stavu kyslíku od nuly do -2 názvem zotavení.

Za normálních podmínek je prvek tvoří dvojsytného a trojmocné sloučeniny. Kromě toho, že jsou velmi nestabilní molekuly chetyrehatomnye. V diatomic formě dva nepárové elektrony nachází na nevazebných orbitalů. To potvrzuje i chování plynu paramagnetické.

Intenzivní reaktivita je někdy vysvětleno předpoklad, ozónu, že jedna ze tří atomů je v „atomové“ stavu. Reakcí této atom je odděleno od O _3, přičemž molekulární kyslík.

O ₂ molekuly za normálních teplot a tlaku okolí slabě reaktivní. Atomový kyslík je mnohem aktivnější. Energie disociace (O ₂ → 2O) je významný a 117,2 kcal mol.

připojení

C takové nekovy jako vodíku, uhlíku, síry, kyslíku, tvoří velkou řadu kovalentně vázaných sloučenin, včetně nekovových oxidů, jako je voda _(H2O), oxid siřičitý (SO ₂₎ a oxidu uhličitého (CO _2); organické sloučeniny, jako jsou alkoholy, aldehydy a karboxylové kyseliny; běžné kyseliny, jako jsou uhličité _{(H2 CO3),} kyseliny sírové (H _{2SO 4)} a kyseliny dusičné (HNO _3); a odpovídající soli, jako je síran sodný (Na _{2SO 4),} uhličitanu sodného (Na _{2CO 3)} a dusičnanu sodného (NaNO _3). Kyslík je přítomen ve formě ^O-2- iontu v krystalové struktuře tuhých oxidů kovů, jako je sloučenina (oxid), kyslík a CaO vápníku. Kovové superoxid (KO ₂₎ obsahují iontové O ₂ ^-, zatímco kovové peroxidy (BaO ₂₎ obsahují iontové O ₂ ^2-. kyslíkaté sloučeniny obecně mají stát -2 oxidaci.

Klíčové vlastnosti

Nakonec jsme seznam hlavních vlastností kyslíku:

• Elektronová konfigurace: 1s 2s ^{2 2} 2p ^4.
• Atomové číslo: 8.
• Atomová hmotnost: 15,9994.
• Bod varu: -183,0 ° C
• Teplota tání: -218,4 ° C
• Hustota (v případě, že tlak kyslíku je 1 atm při teplotě 0 ° C): 1,429 g / l.
• oxidační stupeň -1, -2, +2 (ve sloučeninách s fluorem).