Oxigenul se obține în condiții de laborator. Oxigenul – caracteristicile elementului, prevalența în natură, proprietăți fizice și chimice, preparare

Buna ziua.. Astăzi vă voi povesti despre oxigen și cum să îl obțineți. Permiteți-mi să vă reamintesc că dacă aveți întrebări pentru mine, le puteți scrie în comentariile articolului. Dacă aveți nevoie de ajutor în chimie, . Voi fi bucuros să vă ajut.

Oxigenul este distribuit în natură sub formă de izotopi 16 O, 17 O, 18 O, care au următoarele procente pe Pământ - 99,76%, 0,048%, respectiv 0,192%.

În stare liberă, oxigenul se găsește în forma de trei modificări alotropice : oxigen atomic - O o, dioxigen - O 2 și ozon - O 3. În plus, oxigenul atomic poate fi obținut după cum urmează:

KClO 3 = KCl + 3O 0

KNO 3 = KNO 2 + O 0

Oxigenul se găsește în peste 1.400 de minerale diferite și materie organică, în atmosferă conținutul său este de 21% în volum. Și corpul uman conține până la 65% oxigen. Oxigenul este un gaz incolor și inodor, ușor solubil în apă (3 volume de oxigen se dizolvă în 100 de volume de apă la 20 o C).

În laborator, oxigenul se obține prin încălzirea moderată a anumitor substanțe:

1) La descompunerea compușilor de mangan (+7) și (+4):

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
permanganat manganat
potasiu potasiu

2MnO 2 → 2MnO + O 2

2) La descompunerea percloraților:

2KClO 4 → KClO 2 + KCl + 3O 2
perclorat
potasiu

3) În timpul descompunerii sării berthollet (clorat de potasiu).
În acest caz, se formează oxigenul atomic:

2KClO 3 → 2 KCl + 6O 0
clorat
potasiu

4) În timpul descompunerii sărurilor acidului hipocloros în lumină- hipocloriți:

2NaClO → 2NaCl + O 2

Ca(ClO)2 → CaCl2 + O2

5) La încălzirea nitraților.
În acest caz, se formează oxigenul atomic. În funcție de poziția metalului azotat în seria de activitate, se formează diverși produși de reacție:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2

Ca(NO 3) 2 → CaO + 2NO 2 + O 2

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2

6) În timpul descompunerii peroxizilor:

2H 2 O 2 ↔ 2H 2 O + O 2

7) La încălzirea oxizilor de metale inactive:

2Аg 2 O ↔ 4Аg + O 2

Acest proces este relevant în viața de zi cu zi. Faptul este că vasele din cupru sau argint, având un strat natural de peliculă de oxid, formează oxigen activ atunci când sunt încălzite, ceea ce este un efect antibacterian. Dizolvarea sărurilor metalelor inactive, în special a nitraților, duce și la formarea oxigenului. De exemplu, procesul general de dizolvare a nitratului de argint poate fi reprezentat în etape:

AgNO3 + H2O → AgOH + HNO3

2AgOH → Ag2O + O2

2Ag 2 O → 4Ag + O 2

sau sub formă de rezumat:

4AgNO 3 + 2H 2 O → 4Ag + 4HNO 3 + 7O 2

8) La încălzirea sărurilor de crom cel mai înalt grad oxidare:

4K 2 Cr 2 O 7 → 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3 O 2
cromat bicromat
potasiu potasiu

În industrie se obține oxigenul:

1) Descompunerea electrolitică a apei:

2H2O → 2H2 + O2

2) Interacțiune dioxid de carbon cu peroxizi:

CO 2 + K 2 O 2 → K 2 CO 3 + O 2

Această metodă este indispensabilă solutie tehnica probleme de respirație în sisteme izolate: submarine, mine, nave spațiale.

3) Când ozonul interacționează cu agenți reducători:

O 3 + 2KJ + H 2 O → J 2 + 2KOH + O 2


De o importanță deosebită este producerea de oxigen în timpul procesului de fotosinteză. care apar la plante. Toată viața de pe Pământ depinde în mod fundamental de acest proces. Fotosinteza este un proces complex în mai multe etape. Lumina îi dă începutul. Fotosinteza în sine constă din două faze: lumină și întuneric. În timpul fazei de lumină, pigmentul de clorofilă conținut în frunzele plantelor formează un așa-numit complex „de absorbție a luminii”, care preia electroni din apă și, prin urmare, îl împarte în ioni de hidrogen și oxigen:

2H2O = 4e + 4H + O2

Protonii acumulați contribuie la sinteza ATP:

ADP + P = ATP

În timpul fazei întunecate, dioxidul de carbon și apa sunt transformate în glucoză. Și oxigenul este eliberat ca produs secundar:

6CO2 + 6H2O = C6H12O6 + O2

blog.site, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursa originală.

Fixăm o eprubetă din sticlă refractară pe un suport și adăugăm în ea 5 g de azotat pulbere (nitrat de potasiu KNO 3 sau azotat de sodiu NaNO 3). Să punem sub eprubetă o cană din material refractar umplut cu nisip, deoarece în timpul acestui experiment sticla se topește adesea și o masă fierbinte curge afară. Prin urmare, vom ține arzătorul pe lateral atunci când încălzim. Când încălzim salitrul foarte mult, acesta se va topi și oxigenul va fi eliberat din el (vom detecta acest lucru cu ajutorul unei așchii care mocnește - se va aprinde într-o eprubetă). În acest caz, azotatul de potasiu se va transforma în nitrit KNO2. Apoi folosiți clești pentru creuzet sau pensete pentru a arunca o bucată de sulf tăiat în topitură (nu țineți niciodată fața deasupra eprubetei).

Sulful se va aprinde și arde, eliberându-se cantitate mare căldură. Experimentul ar trebui efectuat cu ferestre deschise(datorită oxizilor de sulf rezultați). Vom păstra nitritul de sodiu rezultat pentru experimentele ulterioare.

Procesul decurge după cum urmează (prin încălzire):

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Puteți obține oxigen prin alte metode.

Permanganatul de potasiu KMnO 4 (sare de potasiu a acidului mangan) renunță la oxigen atunci când este încălzit și este transformat în oxid de mangan (IV):

4KMnO 4 → 4Mn 2 + 2K 2 O + 3O 2

sau 4KMnO 4 → MnO 2 + K 2 MnO 4 + O 2

Din 10 g de permanganat de potasiu puteți obține aproximativ un litru de oxigen, ceea ce înseamnă că două grame sunt suficiente pentru a umple cinci eprubete de dimensiuni normale cu oxigen. Permanganatul de potasiu poate fi achiziționat de la orice farmacie dacă nu se află în dulapul de medicamente de acasă.

Încălzim o anumită cantitate de permanganat de potasiu într-o eprubetă refractară și captăm oxigenul eliberat în eprubete folosind o baie pneumatică. Cristalele, când sunt crăpate, sunt distruse și, adesea, o anumită cantitate de permanganat praf este antrenată împreună cu gazul. Apă înăuntru baie pneumatică iar tubul de evacuare în acest caz va deveni roșu. După finalizarea experimentului, curățăm baia și tubul cu o soluție de tiosulfat de sodiu (hiposulfit) - un fixator fotografic, pe care îl acidificăm ușor cu acid clorhidric diluat.

Oxigenul poate fi obținut și în cantități mari din peroxid de hidrogen (peroxid) H 2 O 2. Să cumpărăm o soluție de trei procente de la farmacie - un dezinfectant sau un preparat pentru tratarea rănilor. Peroxidul de hidrogen nu este foarte stabil. Deja atunci când stă în aer, se descompune în oxigen și apă:

2H2O2 → 2H2O + O2

Descompunerea poate fi accelerată semnificativ prin adăugarea unui pic de dioxid de mangan MnO 2 (piroluzit), cărbune activat, pulbere metalică, sânge (coagulat sau proaspăt) și saliva la peroxid. Aceste substanțe acționează ca catalizatori.

Putem verifica acest lucru dacă punem aproximativ 1 ml de peroxid de hidrogen cu una dintre substanțele menționate într-o eprubetă mică și determinăm prezența oxigenului eliberat folosind un test de așchii. Dacă într-un pahar adăugați 5 ml dintr-o soluție de trei procente de peroxid de hidrogen cantitate egală sângele animalului, amestecul se va spuma puternic, spuma se va întări și se va umfla ca urmare a eliberării bulelor de oxigen.

Apoi vom testa efectul catalitic al unei soluții 10% de sulfat de cupru (II) cu adaos de hidroxid de potasiu (potasiu caustic), o soluție de sulfat de fier (II), o soluție de clorură de fier (III) (cu și fără adaos de pulbere de fier), carbonat de sodiu, clorură de sodiu și substanțe organice (lapte, zahăr, frunze zdrobite de plante verzi etc.). Acum am experimentat că diverse substanțe accelerează catalitic descompunerea peroxidului de hidrogen.

Catalizatorii cresc viteza de reacție a unui proces chimic fără a fi consumați. Ele reduc în cele din urmă energia de activare necesară pentru a iniția o reacție. Există însă și substanțe care acționează în sens invers. Se numesc catalizatori negativi, anticatalizatori, stabilizatori sau inhibitori. De exemplu, acidul fosforic previne descompunerea peroxidului de hidrogen. Prin urmare, soluția comercială de peroxid de hidrogen este de obicei stabilizată cu acid fosforic sau uric.

Catalizatorii sunt necesari pentru multe procese tehnologice chimice. Dar chiar și în natura vie, așa-numiții biocatalizatori (enzime, enzime, hormoni) participă la multe procese. Deoarece catalizatorii nu sunt consumați în reacții, aceștia pot acționa în cantități mici. Un gram de cheag este suficient pentru a asigura coagularea a 400-800 kg de proteine ​​din lapte.

De o importanță deosebită pentru funcționarea catalizatorilor este dimensiunea suprafeței lor. Pentru a mări suprafața, se folosesc substanțe poroase pline de fisuri cu o suprafață internă dezvoltată, substanțe compacte sau metale sunt pulverizate pe așa-numiții purtători. De exemplu, 100 g de catalizator de platină pe suport conține doar aproximativ 200 mg de platină; 1 g de nichel compact are o suprafață de 0,8 cm 2, iar 1 g de pulbere de nichel are o suprafață de 10 mg. Aceasta corespunde unui raport de 1: 100.000; 1 g de alumină activă are o suprafață de 200 până la 300 m2 pentru 1 g de cărbune activ, această valoare este chiar de 1000 m2. În unele instalații, catalizatorul valorează câteva milioane de mărci. Astfel, un cuptor de contact pe benzină din Belem, înalt de 18 m, conține 9-10 tone de catalizator.

Oxigenul a apărut în atmosfera pământului odată cu apariția plante verziși bacterii fotosintetice. Datorită oxigenului, organismele aerobe efectuează respirația sau oxidarea. Este important să obțineți oxigen în industrie - este folosit în metalurgie, medicină, aviație, economie nationalași alte industrii.

Proprietăți

Oxigenul este al optulea element al tabelului periodic. Este un gaz care susține arderea și oxidează substanțele.

Orez. 1. Oxigenul în tabelul periodic.

Oxigenul a fost descoperit oficial în 1774. Chimistul englez Joseph Priestley a izolat elementul din oxidul de mercur:

2HgO → 2Hg + O2.

Cu toate acestea, Priestley nu știa că oxigenul face parte din aer. Proprietățile și prezența oxigenului în atmosferă au fost determinate ulterior de colegul lui Priestley, chimistul francez Antoine Lavoisier.

Caracteristicile generale ale oxigenului:

  • gaz incolor;
  • nu are miros sau gust;
  • mai greu decât aerul;
  • molecula este formată din doi atomi de oxigen (O 2);
  • în stare lichidă are o culoare albastru pal;
  • slab solubil în apă;
  • este un agent oxidant puternic.

Orez. 2. Oxigen lichid.

Prezența oxigenului poate fi verificată cu ușurință prin coborârea unei așchii care mocnește într-un vas care conține gaz. În prezența oxigenului, torța izbucnește în flăcări.

Cum îl obții?

Există mai multe metode cunoscute pentru producerea de oxigen din diferiți compuși în condiții industriale și de laborator. În industrie, oxigenul se obține din aer prin lichefierea acestuia sub presiune și la o temperatură de -183°C. Aerul lichid este supus evaporării, adică. se încălzește treptat. La -196°C, azotul începe să se evapore, iar oxigenul rămâne lichid.

În laborator, oxigenul se formează din săruri, peroxid de hidrogen și ca urmare a electrolizei. Descompunerea sărurilor are loc la încălzire. De exemplu, cloratul de potasiu sau sarea de bertolit este încălzit la 500°C, iar permanganatul de potasiu sau permanganatul de potasiu este încălzit la 240°C:

  • 2KCl03 → 2KCI + 3O2;
  • 2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Orez. 3. Încălzirea sării Berthollet.

De asemenea, puteți obține oxigen încălzind nitrat sau azotat de potasiu:

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 .

La descompunerea peroxidului de hidrogen, se folosește ca catalizator oxidul de mangan (IV) - MnO 2, carbon sau pulbere de fier. Ecuație generală arata cam asa:

2H2O2 → 2H2O + O2.

O soluție de hidroxid de sodiu este supusă electrolizei. Ca rezultat, se formează apă și oxigen:

4NaOH → (electroliza) 4Na + 2H2O + O2.

Oxigenul este, de asemenea, izolat din apă prin electroliză, descompunându-l în hidrogen și oxigen:

2H2O → 2H2 + O2.

Pe submarinele nucleare, oxigenul a fost obținut din peroxid de sodiu - 2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2. Metoda este interesantă prin faptul că, împreună cu eliberarea de oxigen, dioxidul de carbon este absorbit.

Cum se utilizează

Colectarea și recunoașterea sunt necesare pentru a elibera oxigenul pur, care este folosit în industrie pentru oxidarea substanțelor, precum și pentru a menține respirația în spațiu, sub apă și în încăperile cu fum (oxigenul este necesar pentru pompieri). În medicină, buteliile de oxigen ajută pacienții cu dificultăți de respirație să respire. Oxigenul este, de asemenea, utilizat pentru tratarea bolilor respiratorii.

Oxigenul este folosit pentru arderea combustibililor - cărbune, ulei, gaz natural. Oxigenul este utilizat pe scară largă în metalurgie și inginerie mecanică, de exemplu, pentru topirea, tăierea și sudarea metalului.

Evaluare medie: 4.9. Evaluări totale primite: 177.

Buna ziua. Mi-ați citit deja articolele de pe blogul Tutoronline.ru. Astăzi vă voi vorbi despre oxigen și despre cum să-l obțineți. Permiteți-mi să vă reamintesc că dacă aveți întrebări pentru mine, le puteți scrie în comentariile articolului. Dacă aveți nevoie de ajutor la chimie, înscrieți-vă la cursurile mele în program. Voi fi bucuros să vă ajut.

Oxigenul este distribuit în natură sub formă de izotopi 16 O, 17 O, 18 O, care au următoarele procente pe Pământ - 99,76%, 0,048%, respectiv 0,192%.

În stare liberă, oxigenul există sub formă de trei modificări alotropice : oxigen atomic - O o, dioxigen - O 2 și ozon - O 3. În plus, oxigenul atomic poate fi obținut după cum urmează:

KClO 3 = KCl + 3O 0

KNO 3 = KNO 2 + O 0

Oxigenul face parte din peste 1.400 de minerale și substanțe organice diferite din atmosferă, conținutul său este de 21% în volum. Și corpul uman conține până la 65% oxigen. Oxigenul este un gaz incolor și inodor, ușor solubil în apă (3 volume de oxigen se dizolvă în 100 de volume de apă la 20 o C).

În laborator, oxigenul se obține prin încălzirea moderată a anumitor substanțe:

1) La descompunerea compușilor de mangan (+7) și (+4):

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
permanganat manganat
potasiu potasiu

2MnO 2 → 2MnO + O 2

2) La descompunerea percloraților:

2KClO 4 → KClO 2 + KCl + 3O 2
perclorat
potasiu

3) În timpul descompunerii sării berthollet (clorat de potasiu).
În acest caz, se formează oxigenul atomic:

2KClO 3 → 2 KCl + 6O 0
clorat
potasiu

4) În timpul descompunerii sărurilor acidului hipocloros în lumină- hipocloriți:

2NaClO → 2NaCl + O 2

Ca(ClO)2 → CaCl2 + O2

5) La încălzirea nitraților.
În acest caz, se formează oxigenul atomic. În funcție de poziția metalului azotat în seria de activitate, se formează diverși produși de reacție:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2

Ca(NO 3) 2 → CaO + 2NO 2 + O 2

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2

6) În timpul descompunerii peroxizilor:

2H 2 O 2 ↔ 2H 2 O + O 2

7) La încălzirea oxizilor de metale inactive:

2Аg 2 O ↔ 4Аg + O 2

Acest proces este relevant în viața de zi cu zi. Faptul este că vasele din cupru sau argint, având un strat natural de peliculă de oxid, formează oxigen activ atunci când sunt încălzite, ceea ce este un efect antibacterian. Dizolvarea sărurilor metalelor inactive, în special a nitraților, duce și la formarea oxigenului. De exemplu, procesul general de dizolvare a nitratului de argint poate fi reprezentat în etape:

AgNO3 + H2O → AgOH + HNO3

2AgOH → Ag2O + O2

2Ag 2 O → 4Ag + O 2

sau sub formă de rezumat:

4AgNO 3 + 2H 2 O → 4Ag + 4HNO 3 + 7O 2

8) La încălzirea sărurilor de crom cu cea mai mare stare de oxidare:

4K 2 Cr 2 O 7 → 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3 O 2
cromat bicromat
potasiu potasiu

În industrie se obține oxigenul:

1) Descompunerea electrolitică a apei:

2H2O → 2H2 + O2

2) Interacțiunea dioxidului de carbon cu peroxizii:

CO 2 + K 2 O 2 → K 2 CO 3 + O 2

Această metodă este o soluție tehnică indispensabilă la problema respirației în sisteme izolate: submarine, mine, nave spațiale.

3) Când ozonul interacționează cu agenți reducători:

O 3 + 2KJ + H 2 O → J 2 + 2KOH + O 2


De o importanță deosebită este producerea de oxigen în timpul procesului de fotosinteză. care apar la plante. Toată viața de pe Pământ depinde în mod fundamental de acest proces. Fotosinteza este un proces complex în mai multe etape. Lumina îi dă începutul. Fotosinteza în sine constă din două faze: lumină și întuneric. În timpul fazei de lumină, pigmentul de clorofilă conținut în frunzele plantelor formează un așa-numit complex „de absorbție a luminii”, care preia electroni din apă și, prin urmare, îl împarte în ioni de hidrogen și oxigen:

2H2O = 4e + 4H + O2

Protonii acumulați contribuie la sinteza ATP:

ADP + P = ATP

În timpul fazei întunecate, dioxidul de carbon și apa sunt transformate în glucoză. Și oxigenul este eliberat ca produs secundar:

6CO2 + 6H2O = C6H12O6 + O2

site-ul web, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursă.

Plan:

    Istoria descoperirii

    Originea numelui

    Fiind în natură

    Chitanță

    Proprietăți fizice

    Proprietăți chimice

    Aplicație

10. Izotopi

Oxigen

Oxigen- element din grupa a 16-a (conform clasificării învechite - subgrupa principală a grupei VI), a doua perioadă a tabelului periodic elemente chimice D.I Mendeleev, cu număr atomic 8. Notat cu simbolul O (lat. Oxigeniu). Oxigenul este un nemetal activ din punct de vedere chimic și este cel mai ușor element din grupul calcogenilor. Substanță simplă oxigen(Număr CAS: 7782-44-7) în condiții normale este un gaz incolor, insipid și inodor, a cărui moleculă este formată din doi atomi de oxigen (formula O 2) și, prin urmare, este numit și dioxigenul lichid culoare albastră, iar cristalele solide sunt de culoare albastru deschis.

Există și alte forme alotropice de oxigen, de exemplu, ozonul (număr CAS: 10028-15-6) - în condiții normale, un gaz albastru cu un miros specific, a cărui moleculă este formată din trei atomi de oxigen (formula O 3).

    Istoria descoperirii

Se crede oficial că oxigenul a fost descoperit de chimistul englez Joseph Priestley la 1 august 1774 prin descompunerea oxidului de mercuric într-un vas închis ermetic (Priestley a direcționat lumina soarelui către acest compus folosind o lentilă puternică).

Cu toate acestea, Priestley nu și-a dat seama inițial că a descoperit o nouă substanță simplă din care credea că a izolat una; componente aer (și numit acest gaz „aer deflogistic”). Priestley a raportat descoperirea sa remarcabilului chimist francez Antoine Lavoisier. În 1775, A. Lavoisier a stabilit că oxigenul este o componentă a aerului, acizilor și se găsește în multe substanțe.

Cu câțiva ani mai devreme (în 1771), oxigenul a fost obținut de chimistul suedez Karl Scheele. A calcinat salitrul cu acid sulfuric și apoi a descompus oxidul de azot rezultat. Scheele a numit acest gaz „aer de foc” și a descris descoperirea sa într-o carte publicată în 1777 (tocmai pentru că cartea a fost publicată mai târziu decât Priestley și-a anunțat descoperirea, acesta din urmă fiind considerat descoperitorul oxigenului). Scheele a raportat și lui Lavoisier experiența sa.

Un pas important care a contribuit la descoperirea oxigenului a fost lucrarea chimistului francez Pierre Bayen, care a publicat lucrări despre oxidarea mercurului și descompunerea ulterioară a oxidului acestuia.

În cele din urmă, A. Lavoisier și-a dat seama în cele din urmă natura gazului rezultat, folosind informații de la Priestley și Scheele. Lucrarea sa a avut o importanță enormă, deoarece datorită ei, teoria flogistului, care era dominantă la acea vreme și împiedica dezvoltarea chimiei, a fost răsturnată. Lavoisier a efectuat experimente privind arderea diferitelor substanțe și a infirmat teoria flogistonului, publicând rezultate privind greutatea elementelor arse. Greutatea cenușii a depășit greutatea inițială a elementului, ceea ce i-a dat lui Lavoisier dreptul de a susține că în timpul arderii are loc o reacție chimică (oxidare) a substanței și, prin urmare, masa substanței inițiale crește, ceea ce respinge teoria flogistonului. .

Astfel, meritul pentru descoperirea oxigenului este de fapt împărțit între Priestley, Scheele și Lavoisier.

    Originea numelui

Cuvântul oxigen (numit în începutul XIX secolul, chiar „soluție acidă”), apariția sa în limba rusă se datorează într-o oarecare măsură lui M.V Lomonosov, care a introdus în uz cuvântul „acid”, împreună cu alte neologisme; Astfel, cuvântul „oxigen”, la rândul său, a fost un traseu al termenului „oxigen” (franceză oxygène), propus de A. Lavoisier (din greaca veche ὀξύς - „acru” și γεννάω - „nasterea”), care este tradus ca „acid generator”, care este asociat cu semnificația sa originală - „acid”, care anterior însemna substanțe numite oxizi conform nomenclaturii internaționale moderne.

    Fiind în natură

Oxigenul este cel mai comun element de pe Pământ; Marine şi ape proaspete conțin o cantitate imensă de oxigen legat - 88,8% (în masă), în atmosferă conținutul de oxigen liber este de 20,95% în volum și 23,12% în masă. Peste 1.500 de compuși din scoarța terestră conțin oxigen.

Oxigenul face parte din multe substanțe organice și este prezent în toate celulele vii. În ceea ce privește numărul de atomi din celulele vii, acesta este de aproximativ 25%, iar în ceea ce privește fracția de masă - aproximativ 65%.

    Chitanță

În prezent, în industrie, oxigenul se obține din aer. Principala metodă industrială de producere a oxigenului este rectificarea criogenică. Instalațiile de oxigen care funcționează pe baza tehnologiei cu membrane sunt, de asemenea, bine cunoscute și utilizate cu succes în industrie.

Laboratoarele folosesc oxigen produs industrial, furnizat în cilindri de oțel la o presiune de aproximativ 15 MPa.

Cantități mici de oxigen pot fi obținute prin încălzirea permanganatului de potasiu KMnO 4:

De asemenea, se utilizează reacția de descompunere catalitică a peroxidului de hidrogen H2O2 în prezența oxidului de mangan (IV):

Oxigenul poate fi obținut prin descompunerea catalitică a cloratului de potasiu (sare Berthollet) KClO 3:

Metodele de laborator pentru producerea oxigenului includ metoda de electroliză a soluțiilor apoase de alcalii, precum și descompunerea oxidului de mercur (II) (la t = 100 °C):

În submarine se obține de obicei prin reacția peroxidului de sodiu și a dioxidului de carbon expirat de oameni:

    Proprietăți fizice

În oceanele lumii, conținutul de O 2 dizolvat este mai mare în apa rece, și mai puțin - la cald.

În condiții normale, oxigenul este un gaz fără culoare, gust sau miros.

1 litru are o masă de 1,429 g puțin mai greu decât aerul. Puțin solubil în apă (4,9 ml/100 g la 0 °C, 2,09 ml/100 g la 50 °C) și alcool (2,78 ml/100 g la 25 °C). Se dizolvă bine în argint topit (22 volume de O 2 în 1 volum de Ag la 961 ° C). Distanța interatomică - 0,12074 nm. Este paramagnetic.

Când oxigenul gazos este încălzit, are loc disocierea lui reversibilă în atomi: la 2000 °C - 0,03%, la 2600 °C - 1%, 4000 °C - 59%, 6000 °C - 99,5%.

Oxigenul lichid (punct de fierbere -182,98 °C) este un lichid albastru pal.

Diagrama fazelor O2

Oxigen solid (punct de topire −218,35°C) - cristale albastre. Există 6 faze cristaline cunoscute, dintre care trei există la o presiune de 1 atm:

    α-O 2 - există la temperaturi sub 23,65 K; cristalele albastre strălucitoare aparțin sistemului monoclinic, parametrii celulei a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; p=132,53°.

    β-O 2 - există în intervalul de temperatură de la 23,65 la 43,65 K; cristalele albastru pal (cu creșterea presiunii culoarea devine roz) au o rețea romboedrică, parametrii celulei a=4,21 Å, α=46,25°.

    γ-O 2 - există la temperaturi de la 43,65 la 54,21 K; cristalele albastru pal au simetrie cubică, parametrul rețelei a=6,83 Å.

Alte trei faze se formează la presiuni mari:

    5-O2 interval de temperatură 20-240 K şi presiune 6-8 GPa, cristale portocalii;

    presiune ε-O 4 de la 10 la 96 GPa, culoarea cristalului de la roșu închis la negru, sistem monoclinic;

    ζ-О n presiune mai mare de 96 GPa, stare metalică cu un luciu metalic caracteristic, cu temperaturi scăzute intră într-o stare supraconductoare.

    Proprietăți chimice

Un agent oxidant puternic, interacționează cu aproape toate elementele, formând oxizi. Starea de oxidare −2. De regulă, reacția de oxidare are loc cu eliberarea de căldură și accelerează odată cu creșterea temperaturii (vezi Combustie). Exemple de reacții care au loc la temperatura camerei:

Oxidează compușii care conțin elemente cu starea de oxidare mai mică decât maximă:

Oxidează majoritatea compușilor organici:

În anumite condiții, este posibil să se efectueze o oxidare ușoară a unui compus organic:

Oxigenul reactioneaza direct (in conditii normale, cu incalzire si/sau in prezenta catalizatorilor) cu toate substantele simple cu exceptia Au si gazelor inerte (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reacțiile cu halogeni apar sub influența unei descărcări electrice sau a radiațiilor ultraviolete. S-au obținut indirect oxizi de aur și gaze grele inerte (Xe, Rn). În toți compușii cu două elemente de oxigen cu alte elemente, oxigenul joacă rolul unui agent oxidant, cu excepția compușilor cu fluor.

Oxigenul formează peroxizi cu starea de oxidare a atomului de oxigen formal egală cu -1.

De exemplu, peroxizii sunt produși prin arderea metalelor alcaline în oxigen:

Unii oxizi absorb oxigenul:

Conform teoriei arderii dezvoltate de A. N. Bach și K. O. Engler, oxidarea are loc în două etape cu formarea unui compus intermediar de peroxid. Acest compus intermediar poate fi izolat, de exemplu, atunci când o flacără de hidrogen arzând este răcită cu gheață, se formează peroxid de hidrogen împreună cu apa:

În superoxizi, oxigenul are în mod formal o stare de oxidare de -½, adică un electron la doi atomi de oxigen (ion O - 2). Obținut prin reacția peroxizilor cu oxigenul la presiune și temperatură ridicate:

Potasiul K, rubidiu Rb și cesiu Cs reacționează cu oxigenul pentru a forma superoxizi:

În ionul dioxigenil O 2 +, oxigenul are în mod formal o stare de oxidare de +½. Obținut prin reacție:

Fluoruri de oxigen

Difluorura de oxigen, starea de oxidare OF 2 a oxigenului +2, se prepară prin trecerea fluorului printr-o soluție alcalină:

Monofluorura de oxigen (dioxidifluorura), O 2 F 2, este instabilă, starea de oxidare a oxigenului este +1. Obținut dintr-un amestec de fluor și oxigen într-o descărcare strălucitoare la o temperatură de -196 °C:

Prin trecerea unei descărcări strălucitoare printr-un amestec de fluor și oxigen la o anumită presiune și temperatură, se obțin amestecuri de fluoruri de oxigen superioare O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 și O 6 F 2.

Calculele mecanicii cuantice prezic existenta stabila a ionului trifluorohidroxoniu OF 3 +. Dacă acest ion există cu adevărat, atunci starea de oxidare a oxigenului din el va fi egală cu +4.

Oxigenul sprijină procesele de respirație, ardere și degradare.

În forma sa liberă, elementul există în două modificări alotropice: O 2 și O 3 (ozon). După cum au stabilit Pierre Curie și Maria Skłodowska-Curie în 1899, sub influența radiațiilor ionizante O 2 se transformă în O 3 .

    Aplicație

Utilizarea industrială pe scară largă a oxigenului a început la mijlocul secolului al XX-lea, după inventarea turboexpansoarelor - dispozitive pentru lichefierea și separarea aerului lichid.

ÎNmetalurgie

Metoda convertoare de producție a oțelului sau prelucrarea matei implică utilizarea oxigenului. În multe unități metalurgice, pentru arderea mai eficientă a combustibilului, în loc de aer în arzătoare se folosește un amestec oxigen-aer.

Sudarea si taierea metalelor

Oxigenul din cilindri albastri este utilizat pe scară largă pentru tăierea cu flacără și sudarea metalelor.

Propulsor

Ca agent oxidant pt combustibil pentru rachete Se utilizează oxigen lichid, peroxid de hidrogen, acid azotic și alți compuși bogați în oxigen. Un amestec de oxigen lichid și ozon lichid este unul dintre cei mai puternici oxidanți ai combustibilului pentru rachete (impulsul specific al amestecului hidrogen-ozon depășește impulsul specific pentru perechile hidrogen-fluor și hidrogen-fluorura de oxigen).

ÎNmedicament

Oxigenul medical este stocat în butelii metalice de gaz presiune mare(pentru comprimat sau gaze lichefiate) culoare albastră de diferite capacități de la 1,2 la 10,0 litri sub presiune de până la 15 MPa (150 atm) și este utilizat pentru îmbogățirea amestecurilor de gaze respiratorii în echipamentele de anestezie, în caz de insuficiență respiratorie, pentru ameliorarea unui atac de astm bronșic, eliminarea hipoxiei orice origine, pentru boala de decompresie, pentru tratamentul patologiilor gastrointestinale sub formă de cocktailuri de oxigen. Pentru uz individual, recipientele speciale cauciucate - perne de oxigen - sunt umplute din butelii cu oxigen medical. Inhalatoarele de oxigen de diferite modele și modificări sunt utilizate pentru a furniza oxigen sau un amestec oxigen-aer simultan uneia sau două victime pe teren sau într-un spital. Avantajul unui inhalator de oxigen este prezența unui condensator-umidificator al amestecului de gaze, care utilizează umiditatea aerului expirat. Pentru a calcula cantitatea de oxigen rămasă în cilindru în litri, presiunea din butelie în atmosfere (conform manometrului reductorului) este de obicei înmulțită cu capacitatea cilindrului în litri. De exemplu, într-un cilindru cu o capacitate de 2 litri, manometrul indică o presiune a oxigenului de 100 atm. Volumul de oxigen în acest caz este 100 × 2 = 200 litri.

ÎNindustria alimentară

În industria alimentară, oxigenul este înregistrat ca aditiv alimentar E948, ca propulsor și gaz de ambalare.

ÎNindustria chimică

În industria chimică, oxigenul este folosit ca agent oxidant în numeroase sinteze, de exemplu, oxidarea hidrocarburilor în compuși care conțin oxigen (alcooli, aldehide, acizi), amoniacul în oxizi de azot în producerea acidului azotic. Datorită temperaturilor ridicate care se dezvoltă în timpul oxidării, acestea din urmă sunt adesea efectuate în modul de ardere.

ÎNagricultură

În creșterea în seră, pentru prepararea de cocktailuri cu oxigen, pentru creșterea în greutate la animale, pentru îmbogățirea mediului acvatic cu oxigen în piscicultură.

    Rolul biologic al oxigenului

Aprovizionare de urgență cu oxigen într-un adăpost anti-bombă

Majoritatea ființelor vii (aerobii) respiră oxigen din aer. Oxigenul este utilizat pe scară largă în medicină. În cazul bolilor cardiovasculare, pentru a îmbunătăți procesele metabolice, în stomac se injectează spumă de oxigen („cocktail de oxigen”). Administrarea subcutanată a oxigenului este utilizată pentru ulcerul trofic, elefantiaza, gangrena și alte boli grave. Pentru dezinfecția și dezodorizarea și curățarea aerului apă potabilă se foloseşte îmbogăţirea artificială cu ozon. Izotopul radioactiv al oxigenului 15 O este folosit pentru a studia viteza fluxului sanguin și ventilația pulmonară.

    Derivați toxici ai oxigenului

Unii derivați de oxigen (așa-numitele specii reactive de oxigen), cum ar fi oxigenul singlet, peroxidul de hidrogen, superoxidul, ozonul și radicalul hidroxil, sunt foarte toxici. Ele se formează în timpul procesului de activare sau de reducere parțială a oxigenului. Superoxidul (radical superoxid), peroxidul de hidrogen și radicalul hidroxil se pot forma în celulele și țesuturile corpului uman și animal și provoacă stres oxidativ.

    Izotopi

Oxigenul are trei izotopi stabili: 16 O, 17 O și 18 O, al căror conținut mediu este de 99,759%, 0,037% și, respectiv, 0,204%. număr total atomi de oxigen de pe Pământ. Predominanța accentuată a celor mai ușoare dintre ele, 16 O, în amestecul de izotopi se datorează faptului că nucleul atomului de 16 O este format din 8 protoni și 8 neutroni (un nucleu magic dublu cu învelișuri de neutroni și protoni umplute). Și astfel de nuclee, după cum reiese din teoria structurii nucleului atomic, sunt deosebit de stabile.

Izotopii radioactivi ai oxigenului cu numere de masă de la 12 O până la 24 O sunt de asemenea cunoscuți. Cel mai scurt izotop 12 O are un timp de înjumătățire de 5,8·10−22 s.