Skābeklis (O) ir periodiskās tabulas 16. (VIa) grupas nemetālisks ķīmiskais elements. Tā ir bezkrāsaina, bez smaržas un garšas gāze, kas ir būtiska dzīviem organismiem – dzīvniekiem, kas to pārvērš oglekļa dioksīdā, un augiem, kas izmanto CO2 kā oglekļa avotu un atdod O 2 atmosfērā. Skābeklis veido savienojumus, reaģējot ar gandrīz jebkuru citu elementu, kā arī izspiež ķīmiskos elementus no savienošanās savā starpā. Daudzos gadījumos šos procesus pavada siltuma un gaismas izdalīšanās. Vissvarīgākais skābekļa savienojums ir ūdens.
Atklājumu vēsture
1772. gadā zviedru ķīmiķis Karls Vilhelms Šēle pirmo reizi demonstrēja skābekli, karsējot kālija nitrātu, dzīvsudraba oksīdu un daudzas citas vielas. Neatkarīgi no viņa 1774. gadā angļu ķīmiķis Džozefs Prīstlijs atklāja šo ķīmisko elementu dzīvsudraba oksīda termiskās sadalīšanās rezultātā un publicēja savus atklājumus tajā pašā gadā, trīs gadus pirms publicēšanas. Šēle. 1775.-1780.gadā franču ķīmiķis Antuāns Lavuazjē interpretēja skābekļa lomu elpošanā un sadegšanā, noraidot tajā laikā vispārpieņemto flogistona teoriju. Viņš atzīmēja tā tendenci veidot skābes, ja to savieno ar dažādām vielām, un nosauca elementu oksigēns, kas grieķu valodā nozīmē "ražot skābi".
Izplatība
Kas ir skābeklis? Tas veido 46% no zemes garozas masas un ir visizplatītākais elements. Skābekļa daudzums atmosfērā ir 21% pēc tilpuma, un jūras ūdenī tas ir 89%.
Akmeņos elements tiek savienots ar metāliem un nemetāliem oksīdu veidā, kas ir skābi (piemēram, sērs, ogleklis, alumīnijs un fosfors) vai bāziski (kalcija, magnija un dzelzs sāļi), un kā sāļiem līdzīgi savienojumi, kurus var uzskatīt par tādiem, kas veidojas no skābiem un bāziskiem oksīdiem, piemēram, sulfātiem, karbonātiem, silikātiem, aluminātiem un fosfātiem. Lai gan to ir daudz, šīs cietās vielas nevar kalpot par skābekļa avotiem, jo elementa saites pārraušana ar metāla atomiem ir pārāk daudz enerģijas patērējoša.
Funkcijas
Ja skābekļa temperatūra ir zemāka par -183 °C, tad tas kļūst gaiši zils šķidrums, bet -218 °C - ciets. Pure O2 ir 1,1 reizi smagāks par gaisu.
Elpošanas laikā dzīvnieki un dažas baktērijas patērē skābekli no atmosfēras un atdod atpakaļ oglekļa dioksīdu, savukārt fotosintēzes laikā zaļie augi saules gaismas klātbūtnē absorbē oglekļa dioksīdu un izdala brīvo skābekli. Gandrīzvisu O2 atmosfērā rada fotosintēze.
20 °C temperatūrā apmēram 3 tilpuma daļas skābekļa izšķīst 100 daļās saldūdens, nedaudz mazāk jūras ūdenī. Tas ir nepieciešams zivju un citu jūras dzīvnieku elpošanai.
Dabīgais skābeklis ir trīs stabilu izotopu maisījums: 16O (99,759%), 17O (0,037 %) un18O (0,204%). Ir zināmi vairāki mākslīgi ražoti radioaktīvie izotopi. Visilgākais no tiem ir 15O (ar pussabrukšanas periodu 124 s), ko izmanto, lai pētītu zīdītāju elpošanu.
Allotropi
Skaidrāks priekšstats par to, kas ir skābeklis, ļauj iegūt tā divas allotropās formas - divatomisko (O2) un trīsatomisko (O3). , ozons). Divatomiskās formas īpašības liecina, ka seši elektroni saista atomus un divi paliek nesapāroti, izraisot skābekļa paramagnētismu. Trīs atomi ozona molekulā neatrodas taisnā līnijā.
Ozonu var ražot saskaņā ar vienādojumu: 3O2 → 2O3.
Process ir endotermisks (nepieciešama enerģija); ozona pārvēršanu atpakaļ divatomu skābeklī veicina pārejas metālu vai to oksīdu klātbūtne. Tīrs skābeklis tiek pārvērsts ozonā ar kvēlojošu elektrisko izlādi. Reakcija notiek arī, absorbējot ultravioleto gaismu ar viļņa garumu aptuveni 250 nm. Šī procesa rašanās atmosfēras augšējos slāņos novērš starojumu, kas varētu izraisītkaitējums dzīvībai uz Zemes virsmas. Asa ozona smaka ir sastopama slēgtās telpās ar dzirksteļojošām elektroiekārtām, piemēram, ģeneratoriem. Tā ir gaiši zila gāze. Tā blīvums ir 1,658 reizes lielāks par gaisa blīvumu, un tā viršanas temperatūra atmosfēras spiedienā ir -112°C.
Ozons ir spēcīgs oksidētājs, kas spēj pārvērst sēra dioksīdu par trioksīdu, sulfīdu par sulfātu, jodīdu par jodu (nodrošinot analītisku metodi tā novērtēšanai), un daudzus organiskos savienojumus par skābekli saturošiem atvasinājumiem, piemēram, aldehīdiem un skābēm. Ozona ietekmē ogļūdeņraži no automašīnu izplūdes gāzēm pārvēršas par šīm skābēm un aldehīdiem ir tas, kas izraisa smogu. Rūpniecībā ozonu izmanto kā ķīmisku līdzekli, dezinfekcijas līdzekli, notekūdeņu attīrīšanā, ūdens attīrīšanā un audumu balināšanā.
Metožu iegūšana
Skābekļa ražošanas veids ir atkarīgs no tā, cik daudz gāzes ir nepieciešams. Laboratorijas metodes ir šādas:
1. Dažu sāļu, piemēram, kālija hlorāta vai kālija nitrāta, termiskā sadalīšanās:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
Kālija hlorāta sadalīšanos katalizē pārejas metālu oksīdi. Šim nolūkam bieži izmanto mangāna dioksīdu (piroluzītu, MnO2). Katalizators pazemina temperatūru, kas nepieciešama skābekļa izdalīšanai no 400 līdz 250°C.
2. Metālu oksīdu temperatūras sadalīšanās:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Šēls un Prīstlijs izmantoja skābekļa un dzīvsudraba (II) savienojumu (oksīdu), lai iegūtu šo ķīmisko elementu.
3. Metālu peroksīdu vai ūdeņraža peroksīda termiskā sadalīšanās:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
Pirmās rūpnieciskās metodes skābekļa atdalīšanai no atmosfēras vai ūdeņraža peroksīda iegūšanai bija atkarīgas no bārija peroksīda veidošanās no oksīda.
4. Ūdens elektrolīze ar nelieliem sāļu vai skābju piemaisījumiem, kas nodrošina elektriskās strāvas vadītspēju:
2H2O → 2H2 + O2
Rūpnieciskā ražošana
Ja nepieciešams iegūt lielu daudzumu skābekļa, izmanto šķidrā gaisa frakcionētu destilāciju. No galvenajām gaisa sastāvdaļām tam ir visaugstākā viršanas temperatūra, un tāpēc tas ir mazāk gaistošs nekā slāpeklim un argonam. Procesā tiek izmantota gāzes dzesēšana, kad tā izplešas. Galvenās darbības darbības ir šādas:
- gaiss tiek filtrēts, lai noņemtu daļiņas;
- mitrums un oglekļa dioksīds tiek noņemts, uzsūcot sārmā;
- gaiss tiek saspiests un saspiešanas siltums tiek noņemts, izmantojot parastās dzesēšanas procedūras;
- tad tas nonāk spolē, kas atrodas iekšākamera;
- daļa saspiestās gāzes (pie aptuveni 200 atm spiediena) izplešas kamerā, atdzesējot spoli;
- izplestā gāze atgriežas kompresorā un iziet vairākas sekojošas izplešanās un saspiešanas stadijas, kā rezultātā šķidrums -196 °C temperatūrā gaiss kļūst šķidrs;
- šķidrums tiek uzkarsēts, lai destilētu pirmās vieglās inertās gāzes, tad slāpeklis un paliek šķidrais skābeklis. Vairākas frakcionēšanas rezultātā tiek iegūts pietiekami tīrs produkts (99,5%) lielākajai daļai rūpniecisku mērķu.
Rūpnieciskai lietošanai
Metalurģija ir lielākais tīra skābekļa patērētājs augstas oglekļa tērauda ražošanā: atbrīvojieties no oglekļa dioksīda un citiem nemetāla piemaisījumiem ātrāk un vienkāršāk nekā izmantojot gaisu.
Skābekļa notekūdeņu attīrīšanai ir daudzsološs risinājums šķidro notekūdeņu attīrīšanai efektīvāk nekā citos ķīmiskajos procesos. Atkritumu sadedzināšana slēgtās sistēmās, izmantojot tīru O2.
. kļūst arvien svarīgāka
Tā sauktais raķešu oksidētājs ir šķidrais skābeklis. Pure O2 Izmanto zemūdenēs un niršanas zvanos.
Ķīmiskajā rūpniecībā skābeklis ir aizstājis parasto gaisu tādu vielu kā acetilēna, etilēnoksīda un metanola ražošanā. Medicīnas pielietojums ietver gāzes izmantošanu skābekļa kamerās, inhalatoros un mazuļu inkubatoros. Ar skābekli bagātināta anestēzijas gāze nodrošina dzīvības atbalstu vispārējās anestēzijas laikā. Bez šī ķīmiskā elementa vairākinozares, kurās izmanto kausēšanas krāsnis. Tas ir skābeklis.
Ķīmiskās īpašības un reakcijas
Skābekļa augstā elektronegativitāte un elektronu afinitāte ir raksturīga elementiem, kuriem piemīt nemetāliskas īpašības. Visiem skābekļa savienojumiem ir negatīvs oksidācijas stāvoklis. Kad divas orbitāles ir piepildītas ar elektroniem, veidojas O2- jons. Peroksīdos (O22-) tiek pieņemts, ka katra atoma lādiņš ir -1. Šī īpašība pieņemt elektronus ar pilnīgu vai daļēju pārnesi nosaka oksidētāju. Kad šāds līdzeklis reaģē ar elektronu donoru vielu, tā oksidācijas pakāpe tiek pazemināta. Skābekļa oksidācijas pakāpes izmaiņas (samazināšanos) no nulles līdz -2 sauc par reducēšanu.
Normālos apstākļos elements veido divatomiskus un trīsatomiskus savienojumus. Turklāt ir ļoti nestabilas četru atomu molekulas. Divatomu formā divi nepāra elektroni atrodas nesaistošās orbitālēs. To apstiprina gāzes paramagnētiskā darbība.
Ozona intensīvā reaktivitāte dažkārt tiek izskaidrota ar pieņēmumu, ka viens no trim atomiem atrodas "atomiskā" stāvoklī. Ieejot reakcijā, šis atoms disociējas no O3, atstājot molekulāro skābekli.
O2 molekula ir vāji reaģējoša normālā apkārtējās vides temperatūrā un spiedienā. Atomu skābeklis ir daudz aktīvāks. Disociācijas enerģija (O2 → 2O) ir nozīmīga unir 117,2 kcal uz molu.
Savienojumi
Ar nemetāliem, piemēram, ūdeņradi, oglekli un sēru, skābeklis veido plašu kovalenti saistītu savienojumu klāstu, tostarp nemetālu oksīdus, piemēram, ūdeni (H2O), sēra dioksīds (SO2) un oglekļa dioksīds (CO2); organiskie savienojumi, piemēram, spirti, aldehīdi un karbonskābes; parastās skābes, piemēram, ogļskābe (H2CO3), sērskābe (H2SO4) un slāpeklis (HNO3); un atbilstošie sāļi, piemēram, nātrija sulfāts (Na2SO4), nātrija karbonāts (Na2 CO 3) un nātrija nitrātu (NaNO3). Skābeklis atrodas O2- jona formā cieto metālu oksīdu kristāliskajā struktūrā, piemēram, skābekļa un kalcija CaO savienojumā (oksīdā). Metālu superoksīdi (KO2) satur O2- jonu, savukārt metālu peroksīdi (BaO) 2), satur jonu O22-. Skābekļa savienojumiem galvenokārt ir oksidācijas pakāpe -2.
Pamatfunkcijas
Visbeidzot mēs uzskaitām galvenās skābekļa īpašības:
- Elektronu konfigurācija: 1s22s22p4.
- Atomskaitlis: 8.
- Atommasa: 15,9994.
- Vārīšanās temperatūra: -183,0 °C.
- Kušanas temperatūra: -218,4 °C.
- Blīvums (ja skābekļa spiediens ir 1 atm pie 0 °C): 1,429 g/l.
- Oksidācijas stāvokļi: -1, -2, +2 (savienojumos ar fluoru).
