Wat is suurstof? suurstof verbindings

Suurstof (O) - nie-metaal chemiese element van die groep 16 (via) van die periodieke tabel. Dit is 'n kleurlose, smaaklose en reuklose gas wat nodig is vir lewende organismes - diere wat dit omskep in koolstofdioksied, en plante wat CO ₂ te benut as 'n koolstof bron, en O ₂ word teruggekeer na die atmosfeer. Suurstof vorm 'n verbinding reageer met feitlik enige ander element, en verplaas die chemiese elemente van kommunikasie met mekaar. In baie gevalle, is hierdie prosesse vergesel deur die vrystelling van hitte en lig. Die belangrikste verbinding van suurstof is water.

Geskiedenis van die ontdekking

In 1772 het die Sweedse chemikus Carl Wilhelm Scheele eerste bewys dat so 'n suurstof ontvang dit deur verhitting nitraat kalium oksied, kwik, sowel as baie ander stowwe. Onafhanklik van hom in 1774, die Engelse chemikus Dzhozef Pristli ontdek die chemiese element deur termiese ontbinding van kwik oxide en gepubliseer sy bevindinge in dieselfde jaar, drie jaar voor Scheele publikasie. In die jare 1775-1780 die Franse chemikus Antuan Lavuaze vertolk die rol van suurstof in die asem en brand, wegdoen die phlogiston teorie, wat algemeen in die tyd aanvaar. Dit is bekend vir sy neiging om sure te vorm wanneer dit gekombineer met verskillende stowwe en geroep OXYGENE element, wat in Grieks beteken "gegenereer suur".

voorkoms

Wat is suurstof? Rekeningkunde vir 46% van die gewig van die kors, dit is die mees algemene element van dit. Die hoeveelheid suurstof in die atmosfeer is 21% per volume en die gewig van sy 89% in seewater.

In rotse element gekombineer met die metale en nie-metale soos die oksiedes wat suur (bv swael, koolstof, aluminium, en fosfor) is of basiese (kalsium, magnesium en yster) en as 'n sout-agtige verbindings wat beskou kan word as gevorm uit die suur en basiese oksiede soos sulfate, karbonate, silikate, fosfate en aluminates. Alhoewel hulle is talle, maar hierdie liggame kan nie dien as suurstof bronne, soos band cleavage met metaal element atome energieverbruik te.

funksies

As die suurstof temperatuur onder -183 ° C, is dit ligblou vloeistof, en by -218 ° C - soliede. Suiwer O ₂ is 1.1 keer swaarder as lug.

Tydens asemhaling diere en sommige bakterieë verteer suurstof uit die atmosfeer en herwin koolstofdioksied, terwyl dit in die groen plante fotosintese in die teenwoordigheid van sonlig absorbeer koolstofdioksied en vrye suurstof vry te stel. Byna die hele O ₂ in die atmosfeer is vervaardig deur fotosintese.

By 20 ° C vir ongeveer 3 dele per volume van suurstof opgelos in 100 dele van vars water, 'n bietjie minder as - in seewater. Dit is noodsaaklik vir asemhaling van vis en ander mariene lewe.

Natuurlike suurstof is 'n mengsel van drie stabiele isotope ¹⁶ O (99759%), ¹⁷ O ^(0037%), en ¹⁸ O (0204%). Daar is 'n hele paar kunsmatig vervaardigde radioaktiewe isotope. Die meeste van hulle is lank duur is ¹⁵ O (halfleeftyd 124) wat gebruik word vir die bestudering van asemhaling in soogdiere.

allotroop

A duideliker idee van wat suurstof, toelaat om sy twee allotropiese vorms, diatomiese (O ₂₎ en triatomic (O _3, osoon) verkry. Eienskappe diatomiese vorm dui daarop dat die ses elektrone bind atome en twee bly ongepaarde, wat veroorsaak dat die paramagnetisme van suurstof. Drie atoom osoon molekules is nie geleë op een reguit lyn.

Osoon geproduseer kan word in ooreenstemming met die vergelyking: 3O ₂ → 2O _3.

Die proses is endotermies (vereis energie); omskakeling van osoon terug in diatomiese suurstof dra by tot die teenwoordigheid van oorgangsmetale en hul oksiede. Suiwer suurstof omgesit in osoon deur die optrede van 'n elektriese gloei ontslag. Die reaksie kom ook op die opname van ultraviolet lig met 'n golflengte van ongeveer 250 nm. Die voorkoms van hierdie proses in die boonste atmosfeer elimineer bestraling wat skadelik vir lewe sou wees op die oppervlak van die Aarde. Skerp reuk van osoon is teenwoordig binne met 'n vonkend elektriese toerusting soos kragopwekkers. Hierdie gas is ligblou. Sy digtheid by 1658 keer groter as die lug, en 'n kookpunt van -112 ° C by atmosferiese druk.

Osoon - sterk oksidant in staat omskakeling swaweldioksied, trioksied, sulfied om sulfate, jodied, jodium (analitiese metode vir die verskaffing van sy aanslag), sowel as baie suurstofbevattende organiese verbinding afgeleides soos aldehiede en sure. Omskakeling van koolwaterstowwe met osoon uit die motor uitlaatgasse in hierdie sure en aldehiede is die oorsaak van rookmis. In die bedryf, is osoon gebruik as 'n chemiese reagens, ontsmettingsmiddel vir riool behandeling, watersuiwering en bleek van materiale.

metodes van voorbereiding

Proses vir die vervaardiging van suurstof afhanklik van hoeveel gas is wat nodig is om te ontvang. Laboratorium metodes vir die volgende:

1. termiese ontbinding van 'n paar soute soos kaliumchloraat of kaliumnitraat:

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

Kaliumchloraat ontbinding gekataliseer deur overgangsmetaaloxiden. Vir hierdie dikwels gebruik mangaandioksied (pyrolusite, MnO _2). Die katalisator verlaag die temperatuur wat nodig is vir suurstof evolusie, 400-250 ° C.

2. agteruitgang van die metaaloksiede onder die optrede van temperatuur:

• 2HgO → 2Hg + O _2.
• 2Ag ₂ O → 4Ag + O _2.

Scheele en Priestley vir hierdie chemiese element gebruik saamgestelde (oksied), suurstof en kwik (II).

3. Die termiese ontbinding van die metaal peroksiede of waterstofperoksied:

• 2BaO + O ₂ → 2BaO _2.
• ₂ 2BaO → 2BaO + O _2.
• Bao ₂ + H ₂ SO ₄ → H ₂ O ₂ + BaSO _4.
• 2H ₂ O ₂ → 2H ₂ O + O _2.

Die eerste industriële metodes vir die skeiding van suurstof uit die atmosfeer of vir die produksie van waterstofperoksied afhang van die vorming van 'n oksied van barium peroxide.

4. Elektrolise van water met 'n klein mengsels van soute of sure wat geleiding van elektriese stroom te voorsien:

2H ₂ O → 2H ₂ + O ₂

industriële produksie

As dit nodig is om te verkry groot hoeveelhede suurstof word gebruik fraksionele distillasie van vloeibare lug. Van die belangrikste komponente van die lug dit het die hoogste kookpunt, en daarom, in vergelyking met stikstof en die minder vlugtige argon. Die proses gebruik 'n koel gas tydens sy uitbreiding. Die belangrikste stadiums van die operasie soos volg:

• lug gefiltreer om soliede deeltjies te verwyder;
• vog en koolstofdioksied verwyder deur absorpsie in alkali;
• lug saamgepers en die kompressie hitte verwyder word deur konvensionele prosedures koel;
• dan gaan dit in die spoel geleë binne die kamer;
• deel van die saamgeperste gas (teen 'n druk van ongeveer 200 atm) in die kamer Brei, koel die spoel;
• uitgebrei gas terug na die kompressor en gaan deur verskeie fases van kompressie en die daaropvolgende uitbreiding, waardeur by -196 ° C, die lug word vloeistof;
• verhitte vloeistof distillasie eerste lig inerte gasse, dan stikstof en vloeibare suurstof oorblyfsels. Verskeie fraksionering produseer 'n produk voldoende suiwer (99,5%) vir die meeste industriële toepassings.

Gebruik in die industrie

Metallurgie is die grootste verbruiker van suiwer suurstof vir die produksie van hoë-koolstof staal: ontslae te raak van die koolstofdioksied en ander onsuiwerhede metale so vinniger en makliker as met lug.

Afvalwater suurstof belofte vir meer effektiewe behandeling van vloeibare afval as in ander chemiese prosesse. Dit word toenemend belangrik in geslote afvalverbranding stelsels met behulp van suiwer O _2.

Die sogenaamde missiel oksideermiddel is vloeibare suurstof. Suiwer O ₂ Dit word gebruik op duikbote en in die duik klok.

In die chemiese bedryf, suurstof vervang gewone lug in die produksie van stowwe soos asetileen, ethyleenoxyde en metanol. Mediese toepassings sluit in die gebruik van suurstof gas in die kamers inhalers en baba broeikaste. narkose gas verryk met suurstof verskaf ondersteuning lewe tydens algemene narkose. Sonder hierdie chemiese element in staat was om 'n aantal van bedrywe wat oonde gebruik bestaan nie. Dit is wat suurstof.

Die chemiese eienskappe en reaksie

Groot waardes van elektronaffiniteit en elektronegatiwiteit van suurstof is tipiese komponente wat metaal eienskappe toon. Alle verbindings het negatiewe suurstof oksidasietoestand. Wanneer twee elektron orbitale gevul, gevorm O ^2- ioon. Die peroksiede (O ₂ ^2-) aanvaar dat elke atoom het 'n lading van -1. Hierdie eiendom van die aanvaarding van elektrone deur 'n algehele of gedeeltelike oordrag en bepaal 'n oksideermiddel. Wanneer die agent reageer met die stof, elektron skenker, sy eie oksidasietoestand afneem. Die verandering (afname) in die suurstof oksidasietoestand van nul tot -2 genoem herstel.

Onder normale omstandighede vorm die element 'n dihydric en trihydric verbindings. Daarbenewens is daar is baie onstabiel molekules chetyrehatomnye. In diatomiese vorm twee ongepaarde elektrone is geleë op die nonbonding orbitale. Dit word bevestig deur gas paramagneties gedrag.

Intense reaktiwiteit word soms verduidelik osoon aanname dat een van die drie atome is in die "atoom" staat. In reaksie hierdie atoom is geskei van die O _3, verlaat molekulêre suurstof.

O ₂ molekule by normale temperature en omgewing onder druk swak reaktief. Die atoom suurstof is baie meer aktief. Die dissosiasie-energie (O ₂ → 2O) is betekenisvol en 117,2 kcal mol.

verbindings

C sulke metale soos waterstof, koolstof, swael, suurstof, vorm 'n groot verskeidenheid van kovalent gebind verbindings, insluitende nie-metaal oksiede soos water (H ₂ O), swaeldioksied (SO ₂₎ en koolstofdioksied (CO _2); organiese verbindings soos alkohole, aldehiede en karboksielsure; algemene sure soos koolsuur _{(H2 CO3),} swaelsuur (H ₂ SO ₄₎ en salpetersuur (HNO _3); en die ooreenstemmende soute soos natriumsulfaat (Na ₂ SO _4), natriumkarbonaat (Na ₂ CO ₃₎ en natriumnitraat (NaNO _3). Suurstof teenwoordig is in die vorm van O ^2- ioon in die kristalstruktuur van soliede metaaloksiede, soos saamgestelde (oksied), suurstof en CaO van kalsium. Metal superoksied (KO ₂₎ bevat ioon O ₂ ^-, terwyl metaal peroksiede (Bao ₂₎ bevat ioon O ₂ ^2-. suurstof verbindings het oor die algemeen 'n -2 oksidasietoestand.

sleutel eienskappe

Ten slotte noem ons die belangrikste eienskappe van suurstof:

• Elektronkonfigurasie: 1s 2s ^{2 2} 2p ^4.
• Atoomgetal: 8.
• Atoommassa: 15,9994.
• Kookpunt: -183,0 ° C.
• Smeltpunt: -218,4 ° C.
• Digtheid (indien die suurstof druk is 1 atm by 0 ° C): 1429 g / l.
• oksidasietoestand van -1, -2, 2 (in verbindings met fluoor).