Co je kyslík? Sloučeniny kyslíku

Kyslík (O) je nekovový chemický prvek skupiny 16 (VIa) periodické tabulky. Jedná se o bezbarvý, bezbarvý a bez zápachu plyn potřebný pro živé organismy - zvířata, která ji přeměňují oxid uhličitý, a rostliny, které používají CO₂

Historie objevu

V roce 1772 švédský chemik Karl Wilhelm Scheele nejprve prokázal, co je kyslík, tím, že jej získává zahříváním dusičnanů draslík, oxid rtuť, stejně jako mnoho dalších látek. Bez ohledu na něj v roce 1774 objevil anglický chemik Joseph Priestley tento chemický prvek tepelným rozkladem oxidu rtuťového a publikoval své závěry ve stejném roce, tři roky před vydáním Scheele. V letech 1775-1780 interpretoval francouzský chemik Antoine Lavoisier úlohu kyslíku v dýchání a pálení a odmítl teorii phlogistonu, který byl v té době obecně uznávaný. Poznamenal, že má sklon k tvorbě kyselin, když je kombinován s různými látkami a nazývá se prvkem oxygène, což v řečtině znamená "pěstování kyseliny".

Prevalence

Co je kyslík? Tím, že tvoří 46% hmotnosti zemské kůry, je to nejběžnější prvek zemské kůry. Množství kyslíku v atmosféře je 21% objemových a v mořské vodě je 89%.

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 jsou četné, ale tyhle pevných látek nemohou sloužit jako zdroje kyslíku, protože přetržení vazby mezi prvkem a atomy kovu je příliš energeticky náročné.

Vlastnosti

Pokud je teplota kyslíku pod -183 ° C, stává se bledě modrou tekutinou a při -218 ° C se stává pevnou. Pure O₂ 1,1 krát těžší než vzduch.

Při dýchání zvířata a některé bakterie spotřebovávají kyslík z atmosféry a vracejí se oxid uhličitý, zatímco v procesu fotosyntézy zelené rostliny absorbují oxid uhličitý za přítomnosti slunečního světla a uvolňují volný kyslík. Téměř všechny O₂ v atmosféře je výsledkem fotosyntézy.

Při 20 ° C se rozpustí přibližně 3 díly objemu kyslíku ve 100 dílů čerstvé vody, o něco méně v mořské vodě. To je nezbytné pro dýchání ryb a jiného mořského života.

Přírodní kyslík je směs tří stabilních izotopů: ¹⁶O (99,759%), ^{17. místo}O (0,037%) a ^18.O (0,204%). Několik uměle získaných radioaktivních izotopů je známo. Nejdelší z nich je ¹⁵O (s poločasem rozpadu 124 s), který se používá k studiu dýchání u savců.

Allotropes

Jasnější představu o tom, jaký kyslík je, můžete získat dvě jeho alotropické formy, diatomické (O₂) a triatomické (O.₃, ozon). Vlastnosti diatomické formy naznačují, že šest elektronů váže atomy a dva zůstávají nepárové, což způsobuje paramagnetismus kyslíku. Tři atomy v molekule ozonu se nenacházejí na stejné přímce.

Ozon lze získat v souladu s rovnicí: 30₂ → 2O₃.

Proces je endotermický (vyžaduje spotřebu energie) - přeměna ozonu zpět na diatomický kyslík je usnadněna přítomností přechodných kovů nebo jejich oxidů. Čistý kyslík je přeměněn na ozon pod účinkem zářícího elektrického výboje. Reakce také nastává, když je ultrafialový paprsek absorbován s vlnovou délkou přibližně 250 nm. Vznik tohoto procesu v horních vrstvách atmosféry eliminuje záření, které by mohlo poškodit život na povrchu Země. Vůně ozónu je přítomno v uzavřených prostorách se šumivým elektrickým zařízením, jako jsou generátory. Jedná se o světle modrý plyn. Jeho hustota je 1,658 krát větší než vzduch a má teplotu varu -112 ° C při atmosférickém tlaku.

Ozón - silný oxidant, schopný přeměny oxid siřičitý Oxid sulfid sulfát, jodid, jód (analytická metoda pro zajištění své hodnocení), stejně jako mnoho kyslíkaté organické sloučeniny obsahující deriváty, jako jsou aldehydy a kyselin. Konverze ozonu uhlovodíků z automobilových výfukových plynů na tyto kyseliny a aldehydy je příčinou smogu. V průmyslu se ozon používá jako chemické činidlo, dezinfekční prostředek, na úpravu odpadních vod, úpravu vody a bělení tkání.

Metody získání

Způsob výroby kyslíku závisí na množství plynu. Laboratorní metody jsou následující:

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

• 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂.
• 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂.

Rozklad chlorečnanu draselného je katalyzován oxidy přechodných kovů. Za tímto účelem se používá oxid manganičitý (pyrolusit, MnO₂). Katalyzátor snižuje teplotu potřebnou k uvolňování kyslíku od 400 do 250 ° C.

2. Rozklad oxidů kovů pod účinkem teploty:

• 2HgO-2Hg + O₂.
• 2Ag₂O → 4Ag + O₂.

Scheele a Priestley používali sloučeninu (oxid) kyslíku a rtuti (II), aby získali tento chemický prvek.

3. Tepelný rozklad kovových peroxidů nebo peroxidu vodíku:

• 2BaO + O₂ → 2BaO₂.
• 2BaO₂ → 2BaO + O₂.
• BaO₂ + H₂SO₄ → H₂O₂ + BaSO₄.
• 2H₂O₂ → 2H₂O + O_2.

První průmyslové metody separace kyslíku od atmosféry nebo pro výrobu peroxidu vodíku závisejí na tvorbě peroxidu barnatého z oxidu.

4. Elektrolýza vody s malými nečistotami solí nebo kyselinami, které zajišťují vodivost elektrického proudu:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Průmyslová výroba

Je-li nutné získat velké množství kyslíku, použije se frakční destilace kapalného vzduchu. Z hlavních složek vzduchu má nejvyšší teplotu varu, a proto je méně těkavá než dusík a argon. V průběhu tohoto procesu se chlazení plynu používá, jak se rozšiřuje. Hlavní kroky operace jsou následující:

• vzduch se odfiltruje, aby se odstranily pevné látky;
• vlhkost a oxid uhličitý jsou odstraněny absorpcí v alkalickém prostředí;
• vzduch je stlačován a kompresní teplo je odstraněno obvyklými postupy chlazení;
• pak vstoupí do cívky v komoře;
• část stlačeného plynu (při tlaku asi 200 atm) expanduje v komoře, ochlazuje cívku;
• expandovaný plyn se vrací do kompresoru a prochází několika stupni následné expanze a stlačení tak, aby se při -196 ° C stál tekutý;
• kapalina se zahřeje na destilace prvních lehkých inertních plynů, potom dusíku a zůstává kapalný kyslík. Vícenásobná frakcionace produkuje produkt, který je pro většinu průmyslových účelů poměrně čistý (99,5%).

Použití v průmyslu

Hutnictví je největším spotřebitelem čistého kyslíku pro výrobu vysoce uhlíkové oceli: odstraňování oxidu uhličitého a jiných nečistot z nekovů je rychlejší a jednodušší než použití vzduchu.

Čištění odpadních vod s kyslíkem je slibné pro účinnější úpravu kapalných odpadních vod než pro jiné chemické procesy. Spalování odpadu v uzavřených systémech pomocí čistého O₂.

Takzvaný raketový oxidátor je kapalný kyslík. Pure O₂ Používá se na ponorech a potápěčských zvonech.

V chemickém průmyslu nahradil kyslík běžný vzduch při výrobě látek jako je acetylen, ethylenoxid a methanol. Lékařské aplikace zahrnují použití plynu v kyslíkových komorách, inhalátory a dětské inkubátory. Kyslíkem obohacená plynná anestetika poskytuje podporu pro život během celkové anestezie. Bez tohoto chemického prvku by nemohlo existovat řada průmyslových odvětví využívajících tavicí pece. To je to, co je kyslík.

Chemické vlastnosti a reakce

Velké hodnoty elektronegativity a elektronové afinity kyslíku jsou typické pro prvky, které vykazují nekovové vlastnosti. Všechny sloučeniny kyslíku mají negativní oxidační stav. Když dvě orbitaly jsou naplněny elektrony, O^2-. V peroxidech (O₂^2-) se předpokládá, že každý atom má náboj -1. Tato vlastnost má zaujmout elektrony plným nebo částečným přenosem a určuje oxidační činidlo. Když takové činidlo reaguje s donorem elektronů, jeho vlastní oxidační stav klesá. Změna (snížení) stavu oxidace kyslíku z nuly na -2 se nazývá obnovení.

Za normálních podmínek tvoří prvek diatomové a triatomové sloučeniny. Kromě toho existují extrémně nestabilní tetrahalomové molekuly. V diatomické podobě jsou na nepružných orbitálech umístěny dva nepárové elektrony. To je potvrzeno paramagnetickým chováním plynu.

Intenzivní reaktivita ozonu je někdy vysvětlena předpokladem, že jeden ze tří atomů je v "atomovém" stavu. Při reakci se tento atom disociuje od O₃, takže molekulární kyslík.

Molekula O₂ při normálních teplotách a okolních tlacích je mírně reaktivní. Atomový kyslík je mnohem aktivnější. Disociační energie (O₂ → 20) je významný a činí 117,2 kcal na mol.

Připojení

S nekovy, jako je vodík, uhlík a síra, tvoří kyslík velký počet kovalentně vázaných sloučenin, mezi které patří nekovové oxidy, jako je voda (H₂O), oxid siřičitý (SO₂) a oxid uhličitý (CO₂) - organické sloučeniny, jako jsou alkoholy, aldehydy a karboxylové kyseliny - běžné kyseliny, jako je uhlík (H.₂CO₃), kyselina sírová (H₂SO₄) a dusičnanu (HNO₃) a odpovídající soli, jako je síran sodný (Na₂SO₄), uhličitan sodný (Na₂CO₃) a dusičnanu sodného (NaNO₃). Kyslík je přítomen jako O^2- v krystalické struktuře oxidů pevných kovů, jako je sloučenina (oxid) kyslíku a vápníku CaO. Kovový superoxid (CO₂) obsahují O₂^- , zatímco kovové peroxidy (BaO₂), obsahují ion O₂^2-. Kyslíkové sloučeniny mají obecně oxidační stav -2.

Základní vlastnosti

Nakonec uvádíme hlavní vlastnosti kyslíku:

• Konfigurace elektronu: 1s²2s²2p⁴.
• Atomové číslo: 8.
• Atomová hmotnost: 15,9994.
• Teplota varu: -183,0 ° C.
• Teplota tání: -218,4 ° C.
• Hustota (je-li tlak kyslíku 1 atm při 0 ° C): 1,429 g / l.
• Oxidační stavy: -1, -2, +2 (ve sloučeninách s fluorem).