8 O 1s 2 2s 2 2p 4 ; A r = 15,999 Izotope: 16 O (99,759%); 17 O (0.037%); 18 O (0,204%); OE - 3.5

Clarke në koren e tokës është 47% në masë; në hidrosferë 85,82% në masë; në atmosferë 20,95% në vëllim.

Elementi më i zakonshëm.

Format e shfaqjes së elementit: a) në formë të lirë - O 2, O 3;

b) në formë të lidhur: O 2- anione (kryesisht)

Oksigjeni është një element tipik jo-metal, p. Valenca = II; gjendja e oksidimit -2 (me përjashtim të H 2 O 2, OF 2, O 2 F 2)

Vetitë fizike të O2

Në kushte normale, oksigjeni molekular O2 është në gjendje të gaztë, nuk ka ngjyrë, erë ose shije dhe është pak i tretshëm në ujë. Kur ftohet thellë nën presion, kondensohet në një lëng blu të zbehtë (Tkip - 183°C), i cili në -219°C shndërrohet në kristale blu-blu.

Metodat e marrjes

1. Oksigjeni formohet në natyrë gjatë procesit të fotosintezës mCO 2 + nH 2 O → mO 2 + Cm(H 2 O)n

2. Prodhim industrial

a) korrigjimi i ajrit të lëngshëm (ndarja nga N 2);

b) elektroliza e ujit: 2H 2 O → 2H 2 + O 2

3. Në laborator me zbërthimin termik redoks të kripërave fitohet:

a) 2КlO 3 = 3О 2 + 2KCI

b) 2KMnO 4 = O 2 + MnO 2 + K 2 MnO 4

c) 2KNO 3 = O 2 + 2KNO 2

d) 2Cu(NO3)O2 = O2 + 4NO2 + 2CuO

e) 2AgNO 3 = O 2 + 2NO 2 + 2Ag

4. Në dhomat e mbyllura hermetikisht dhe në pajisjet për frymëmarrje autonome, oksigjeni fitohet nga reaksioni:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = O 2 + 2Na 2 CO 3

Vetitë kimike të oksigjenit

Oksigjeni është një agjent i fortë oksidues. Për sa i përket aktivitetit kimik është i dyti vetëm pas fluorit. Formon komponime me të gjithë elementët përveç He, Ne dhe Ar. Reagon drejtpërdrejt me shumicën e substancave të thjeshta në kushte normale ose me ngrohje, si dhe në prani të katalizatorëve (përjashtim bëjnë Au, Pt, Hal 2, gazrat fisnikë). Reaksionet që përfshijnë O 2 janë në shumicën e rasteve ekzotermike, shpesh duke vazhduar në modalitetin e djegies, ndonjëherë në shpërthim. Si rezultat i reaksioneve, formohen komponime në të cilat atomet e oksigjenit, si rregull, kanë C.O. -2:

Oksidimi i metaleve alkaline

4Li + O 2 = 2Li 2 O oksid litiumi

2Na + O 2 = Na 2 O 2 peroksid natriumi

K + O 2 = KO 2 superoksid kaliumi

Oksidimi i të gjitha metaleve përveç Au, Pt

Me + O 2 = Me x O y okside

Oksidimi i jometaleve përveç halogjeneve dhe gazeve fisnike

N 2 + O 2 = 2NO - Q

S + O 2 = SO 2;

C + O 2 = CO 2;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Si + O 2 = SiO 2

Oksidimi i përbërjeve hidrogjenore të jometaleve dhe metaleve

4HI + O 2 = 2I 2 + 2H 2 O

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O

C x H y + O 2 = CO 2 + H 2 O

MeH x + 3O 2 = Me x O y + H 2 O

Oksidimi i oksideve të ulëta dhe hidroksideve të metaleve polivalente dhe jometaleve

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Oksidimi i sulfideve të metaleve

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

Oksidimi i substancave organike

Të gjitha përbërjet organike digjen, oksidohen nga oksigjeni atmosferik.

Produktet e oksidimit të elementeve të ndryshëm të përfshirë në molekulat e tyre janë:

Përveç reaksioneve të oksidimit të plotë (djegie), janë të mundshme edhe reaksione jo të plota të oksidimit.

Shembuj të reaksioneve të oksidimit jo të plotë të substancave organike:

1) oksidimi katalitik i alkaneve

2) oksidimi katalitik i alkeneve

3) oksidimi i alkooleve

2R-CH 2 OH + O 2 → 2RCOH + 2H 2 O

4) oksidimi i aldehideve

Ozoni

Ozoni O3 është një agjent oksidues më i fortë se O2, pasi gjatë reaksionit molekulat e tij shpërbëhen për të formuar oksigjen atomik.

O 3 i pastër është një gaz blu, shumë helmues.

K + O 3 = KO 3 ozonid kaliumi, i kuq.

PbS + 2O 3 = PbSO 4 + O 2

2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KON + O 2

Reaksioni i fundit përdoret për përcaktimin cilësor dhe sasior të ozonit.

Ministria e Arsimit dhe Shkencës e Federatës Ruse

"Oksigjeni"

E përfunduar:

Kontrolluar:

Karakteristikat e përgjithshme të oksigjenit.

OXYGEN (lat. Oxygenium), O (lexo “o”), element kimik me numër atomik 8, masë atomike 15,9994. Në tabelën periodike të elementeve të Mendelejevit, oksigjeni ndodhet në periudhën e dytë në grupin VIA.

Oksigjeni natyror përbëhet nga një përzierje e tre nuklideve të qëndrueshme me numër masiv 16 (dominon në përzierje, përmban 99,759% në masë), 17 (0,037%) dhe 18 (0,204%). Rrezja e një atomi neutral të oksigjenit është 0.066 nm. Konfigurimi i shtresës së jashtme elektronike të atomit neutral të oksigjenit të pangacmuar është 2s2p4. Energjitë e jonizimit sekuencial të atomit të oksigjenit janë 13.61819 dhe 35.118 eV, afiniteti i elektroneve është 1.467 eV. Rrezja e jonit O 2 është në numra të ndryshëm koordinimi nga 0,121 nm (numri i koordinimit 2) deri në 0,128 nm (numri i koordinimit 8). Në përbërjet shfaq një gjendje oksidimi prej –2 (valenca II) dhe, më rrallë, –1 (valenca I). Sipas shkallës Pauling, elektronegativiteti i oksigjenit është 3.5 (i dyti më i lartë midis jometaleve pas fluorit).

Në formën e tij të lirë, oksigjeni është një gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije.

Veçoritë e strukturës së molekulës O 2: oksigjeni atmosferik përbëhet nga molekula diatomike. Distanca ndëratomike në molekulën O 2 është 0,12074 nm. Oksigjeni molekular (i gaztë dhe i lëngët) është një substancë paramagnetike secila molekulë O2 ka 2 elektrone të paçiftëzuara. Ky fakt mund të shpjegohet me faktin se në molekulë ka një elektron të paçiftuar në secilën prej dy orbitaleve antilidhëse.

Energjia e shpërbërjes së molekulës O 2 në atome është mjaft e lartë dhe arrin në 493,57 kJ/mol.

Vetitë fizike dhe kimike

Vetitë fizike dhe kimike: në formë të lirë gjendet në formën e dy modifikimeve O 2 (oksigjen “i zakonshëm”) dhe O 3 (ozoni). O 2 është një gaz pa ngjyrë dhe pa erë. Në kushte normale, dendësia e gazit të oksigjenit është 1,42897 kg/m3. Pika e vlimit të oksigjenit të lëngshëm (lëngu është blu) është –182,9°C. Në temperaturat nga –218,7°C deri në –229,4°C ka oksigjen të ngurtë me një rrjetë kub (modifikimi), në temperaturat nga –229,4°C deri në –249,3°C ka një modifikim me një rrjetë gjashtëkëndore dhe në temperatura nën –249,3 °C - modifikim kub. Modifikime të tjera të oksigjenit të ngurtë janë marrë në presion të ngritur dhe temperatura të ulëta.

Në 20°C, tretshmëria e gazit O2 është: 3,1 ml për 100 ml ujë, 22 ml për 100 ml etanol, 23,1 ml për 100 ml aceton. Ekzistojnë lëngje organike që përmbajnë fluor (për shembull, perfluorobutyltetrahydrofuran), në të cilat tretshmëria e oksigjenit është shumë më e lartë.

Forca e lartë e lidhjes kimike midis atomeve në molekulën O2 çon në faktin se në temperaturën e dhomës gazi i oksigjenit është kimikisht mjaft joaktiv. Në natyrë, ajo ngadalë pëson transformim gjatë proceseve të kalbjes. Përveç kësaj, oksigjeni në temperaturën e dhomës është në gjendje të reagojë me hemoglobinën në gjak (më saktë me hekurin e hemit II), i cili siguron transferimin e oksigjenit nga organet e frymëmarrjes në organet e tjera.

Oksigjeni reagon me shumë substanca pa ngrohje, për shembull, me metale alkaline dhe alkaline tokësore (oksidet përkatëse si Li 2 O, CaO, etj., peroksidet si Na 2 O2, BaO 2, etj., dhe superoksidet si KO 2, RbO 2 janë formuar etj.), shkakton formimin e ndryshkut në sipërfaqen e produkteve të çelikut. Pa ngrohje, oksigjeni reagon me fosforin e bardhë, me disa aldehide dhe substanca të tjera organike.

Kur nxehet, qoftë edhe pak, aktiviteti kimik i oksigjenit rritet ndjeshëm. Kur ndizet, ai reagon në mënyrë shpërthyese me hidrogjen, metan, gazra të tjerë të ndezshëm dhe një numër të madh substancash të thjeshta dhe komplekse. Dihet se kur nxehen në një atmosferë oksigjeni ose në ajër, digjen shumë substanca të thjeshta dhe komplekse dhe formohen okside të ndryshme, për shembull:

S+O 2 = SO 2; C + O 2 = CO 2

4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3; 2Cu + O 2 = 2CuO

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2

Nëse një përzierje e oksigjenit dhe hidrogjenit ruhet në një enë qelqi në temperaturën e dhomës, atëherë reaksioni ekzotermik për të formuar ujë

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 571 kJ

vazhdon jashtëzakonisht ngadalë; Sipas llogaritjeve, pikat e para të ujit duhet të shfaqen në enë në rreth një milion vjet. Por kur platini ose paladiumi (duke luajtur rolin e një katalizatori) futet në një enë me një përzierje të këtyre gazrave, si dhe kur ndizet, reagimi vazhdon me një shpërthim.

Oksigjeni reagon me azotin N2 ose në temperaturë të lartë (rreth 1500-2000°C), ose duke kaluar një shkarkim elektrik përmes një përzierje azoti dhe oksigjeni. Në këto kushte, oksidi nitrik (II) formohet në mënyrë të kthyeshme:

N2 + O2 = 2NO

NO që rezulton më pas reagon me oksigjenin për të formuar gaz kafe (dioksid azoti):

2NO + O 2 = 2NO2

Midis jometaleve, oksigjeni nuk ndërvepron drejtpërdrejt me halogjenet në asnjë rrethanë, dhe midis metaleve - me metale fisnike - argjendi, ari, platini, etj.

Komponimet binare të oksigjenit në të cilat gjendja e oksidimit të atomeve të oksigjenit është –2 quhen okside (më parë quheshin okside). Shembuj të oksideve: monoksid karboni (IV) CO 2, oksid squfuri (VI) SO 3, oksid bakri (I) Cu 2 O, oksid alumini Al 2 O 3, oksid mangani (VII) Mn 2 O 7.

Oksigjeni gjithashtu formon komponime në të cilat gjendja e tij e oksidimit është –1. Këto janë perokside (emri i vjetër është perokside), për shembull, peroksid hidrogjeni H 2 O 2, peroksid bariumi BaO 2, peroksid natriumi Na 2 O 2 dhe të tjerë. Këto komponime përmbajnë një grup peroksid - O - O -. Me metale alkaline aktive, për shembull, kalium, oksigjeni gjithashtu mund të formojë superokside, për shembull, KO 2 (superoksid kaliumi), RbO 2 (superoksid rubidiumi). Në superokside, gjendja e oksidimit të oksigjenit është –1/2. Mund të vërehet se formulat e superoksidit shpesh shkruhen si K 2 O 4, Rb 2 O 4, etj.

Me fluorin jometal më aktiv, oksigjeni formon komponime në gjendje pozitive oksidimi. Pra, në përbërjen O 2 F 2 gjendja e oksidimit të oksigjenit është +1, dhe në përbërjen O 2 F - +2. Këto komponime nuk i përkasin oksideve, por fluorideve. Fluoridet e oksigjenit mund të sintetizohen vetëm në mënyrë indirekte, për shembull, nga veprimi i fluorit F2 në tretësirat ujore të holluara të KOH.

Historia e zbulimit

Historia e zbulimit të oksigjenit, si azoti, është e lidhur me studimin e ajrit atmosferik që zgjati disa shekuj. Fakti që ajri për nga natyra e tij nuk është homogjen, por përfshin pjesë, njëra prej të cilave mbështet djegien dhe frymëmarrjen, dhe tjetra jo, dihej që në shekullin e 8-të nga alkimisti kinez Mao Hoa, dhe më vonë në Evropë nga Leonardo da. Vinçi. Në vitin 1665, natyralisti anglez R. Hooke shkroi se ajri përbëhet nga gazi që përmban nitrat, si dhe gazi joaktiv, i cili përbën pjesën më të madhe të ajrit. Fakti që ajri përmban një element që mban jetën ishte i njohur për shumë kimistë në shekullin e 18-të. Farmacisti dhe kimisti suedez Karl Scheele filloi të studionte përbërjen e ajrit në vitin 1768. Për tre vjet, ai dekompozoi kripërat (KNO 3, NaNO 3) dhe substanca të tjera duke ngrohur dhe përftoi "ajër të zjarrtë" që mbështeste frymëmarrjen dhe djegien. Por Scheele botoi rezultatet e eksperimenteve të tij vetëm në 1777 në librin "Traktat Kimik mbi Ajrin dhe Zjarrin". Në 1774, prifti dhe natyralisti anglez J. Priestley mori një gaz që mbështet djegien duke ngrohur "merkurin e djegur" (oksidi i merkurit HgO). Ndërsa ishte në Paris, Priestley, i cili nuk e dinte se gazi që mori ishte pjesë e ajrit, ia raportoi zbulimin e tij A. Lavoisier dhe shkencëtarëve të tjerë. Në këtë kohë, azoti ishte zbuluar gjithashtu. Në 1775, Lavoisier arriti në përfundimin se ajri i zakonshëm përbëhet nga dy gaze - një gaz i nevojshëm për frymëmarrjen dhe mbështetjen e djegies, dhe një gaz të "natyrës së kundërt" - azoti. Lavoisier e quajti oksigjenin e gazit që mbështet djegien - "acid-formues" (nga greqishtja oxys - i thartë dhe gennao - unë lind; prandaj emri rus "oksigjen"), pasi atëherë ai besonte se të gjitha acidet përmbajnë oksigjen. Prej kohësh dihet se acidet mund të përmbajnë edhe oksigjen dhe pa oksigjen, por emri i dhënë elementit të Lavoisier ka mbetur i pandryshuar. Për gati një shekull e gjysmë, 1/16 e masës së një atomi oksigjeni shërbeu si njësi për krahasimin e masave të atomeve të ndryshme me njëri-tjetrin dhe u përdor për të karakterizuar numerikisht masat e atomeve të elementeve të ndryshëm (të ashtuquajturat shkalla e oksigjenit e masave atomike).

Ndodhja në natyrë: oksigjeni është elementi më i zakonshëm në Tokë, pjesa e tij (në përbërje të ndryshme, kryesisht silikate) përbën rreth 47,4% të masës së kores së ngurtë të tokës. Ujërat e detit dhe të ëmbël përmbajnë një sasi të madhe të oksigjenit të lidhur - 88.8% (në masë), në atmosferë përmbajtja e oksigjenit të lirë është 20.95% (në vëllim). Elementi oksigjen është pjesë e më shumë se 1500 përbërjeve në koren e tokës.

Fatura:

Aktualisht, oksigjeni prodhohet në industri duke ndarë ajrin në temperatura të ulëta. Së pari, ajri kompresohet nga një kompresor, i cili ngroh ajrin. Gazi i kompresuar lihet të ftohet në temperaturën e dhomës dhe më pas lihet të zgjerohet lirshëm. Ndërsa zgjerohet, temperatura e gazit bie ndjeshëm. Ajri i ftohur, temperatura e të cilit është disa dhjetëra gradë më e ulët se temperatura e ambientit, përsëri kompresohet në 10-15 MPa. Pastaj nxehtësia e lëshuar hiqet përsëri. Pas disa cikleve të ngjeshjes-zgjerimit, temperatura bie nën pikën e vlimit të oksigjenit dhe azotit. Formohet ajri i lëngshëm, i cili më pas i nënshtrohet distilimit. Pika e vlimit të oksigjenit (–182,9°C) është më shumë se 10 gradë më e lartë se pika e vlimit të azotit (–195,8°C). Prandaj, azoti avullohet së pari nga lëngu, dhe oksigjeni grumbullohet në pjesën e mbetur. Për shkak të distilimit të ngadaltë (fraksional), është e mundur të merret oksigjen i pastër, në të cilin përmbajtja e papastërtisë së azotit është më pak se 0,1 për qind në vëllim.

Oksigjeni O ka numrin atomik 8, i vendosur në nëngrupin kryesor (nëngrupi a) VI grupi, në periudhën e dytë. Në atomet e oksigjenit, elektronet e valencës ndodhen në nivelin e dytë të energjisë, i cili ka vetëm s- Dhe fq-orbitalet. Kjo përjashton mundësinë e kalimit të atomeve O në një gjendje të ngacmuar, prandaj oksigjeni në të gjitha përbërjet shfaq një valencë konstante të barabartë me II. Duke pasur elektronegativitet të lartë, atomet e oksigjenit në përbërje janë gjithmonë të ngarkuar negativisht (c.d. = -2 ose -1). Përjashtim bëjnë fluoridet E 2 dhe O 2 F 2 .

Për oksigjenin, gjendjet e oksidimit njihen -2, -1, +1, +2

Karakteristikat e përgjithshme të elementit

Oksigjeni është elementi më i bollshëm në Tokë, duke zënë pak më pak se gjysmën, 49%, të masës totale të kores së tokës. Oksigjeni natyror përbëhet nga 3 izotope të qëndrueshme 16 O, 17 O dhe 18 O (mbizotëron 16 O). Oksigjeni është pjesë e atmosferës (20,9% në vëllim, 23,2 në masë), në përbërjen e ujit dhe më shumë se 1400 minerale: silicë, silikate dhe aluminosilikate, mermere, bazalt, hematit dhe minerale dhe shkëmbinj të tjerë. Oksigjeni përbën 50-85% të masës së indeve të bimëve dhe kafshëve, pasi përmbahet në proteina, yndyrna dhe karbohidrate që përbëjnë organizmat e gjallë. Roli i oksigjenit në proceset e frymëmarrjes dhe oksidimit është i njohur mirë.

Oksigjeni është relativisht pak i tretshëm në ujë - 5 vëllime në 100 vëllime uji. Sidoqoftë, nëse i gjithë oksigjeni i tretur në ujë do të kalonte në atmosferë, ai do të zinte një vëllim të madh - 10 milion km 3 (n.s.). Kjo është e barabartë me afërsisht 1% të të gjithë oksigjenit në atmosferë. Formimi i një atmosfere oksigjeni në tokë është për shkak të proceseve të fotosintezës.

U zbulua nga suedezi K. Scheele (1771 – 1772) dhe anglezi J. Priestley (1774). I pari përdori ngrohjen e nitratit, i dyti - oksidi i merkurit (+2). Emri u dha nga A. Lavoisier ("oxygenium" - "lindja e acideve").

Në formën e tij të lirë, ekziston në dy modifikime alotropike - oksigjen "i zakonshëm" O 2 dhe ozon O 3 .

Struktura e molekulës së ozonit

3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
Ozoni në stratosferë formon një shtresë të hollë që thith shumicën e rrezatimit ultravjollcë të dëmshëm biologjikisht.
Gjatë ruajtjes, ozoni shndërrohet në mënyrë spontane në oksigjen. Kimikisht, oksigjeni O2 është më pak aktiv se ozoni. Elektronegativiteti i oksigjenit është 3.5.

Vetitë fizike të oksigjenit

O 2 – gaz pa ngjyrë, pa erë dhe pa shije, m.p. –218,7 °C, bp. –182,96 °C, paramagnetike.

O2 i lëngshëm është blu, O2 i ngurtë është blu. O 2 është i tretshëm në ujë (më mirë se azoti dhe hidrogjeni).

Marrja e oksigjenit

1. Metoda industriale - distilimi i ajrit të lëngshëm dhe elektroliza e ujit:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2. Në laborator përftohet oksigjeni:
1. Elektroliza e tretësirave ujore alkaline ose e tretësirave ujore të kripërave që përmbajnë oksigjen (Na 2 SO 4, etj.)

2. Zbërthimi termik i permanganatit të kaliumit KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Kripë Berthollet KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (katalizator MnO 2)

Oksidi i manganit (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Peroksidi i bariumit BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Zbërthimi i peroksidit të hidrogjenit:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2)

4. Zbërthimi i nitrateve:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Në anijet kozmike dhe nëndetëset, oksigjeni merret nga një përzierje e K 2 O 2 dhe K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Gjithsej:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 2

Kur përdoret K 2 O 2, reagimi i përgjithshëm duket si ky:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Nëse përzieni K 2 O 2 dhe K 2 O 4 në sasi të barabarta molare (d.m.th. ekuimolare), atëherë një mol O 2 do të lirohet për 1 mol CO 2 të përthithur.

Vetitë kimike të oksigjenit

Oksigjeni mbështet djegien. Djegia - b një proces i shpejtë i oksidimit të një lënde, i shoqëruar nga çlirimi i një sasie të madhe nxehtësie dhe drite. Për të vërtetuar se shishja përmban oksigjen dhe jo ndonjë gaz tjetër, duhet të ulni një copëz që digjet në shishe. Në oksigjen, një copëz që digjet shkëlqen me shkëlqim. Djegia e substancave të ndryshme në ajër është një proces redoks në të cilin oksigjeni është agjenti oksidues. Agjentët oksidues janë substanca që "marrin" elektrone nga substancat reduktuese. Vetitë e mira oksiduese të oksigjenit mund të shpjegohen lehtësisht nga struktura e shtresës së jashtme të tij elektronike.

Predha e valencës së oksigjenit ndodhet në nivelin e 2-të - relativisht afër bërthamës. Prandaj, bërthama tërheq fuqishëm elektronet në vetvete. Në guaskën e valencës së oksigjenit 2s 2 2p 4 ka 6 elektrone. Rrjedhimisht, oktetit i mungojnë dy elektrone, të cilat oksigjeni tenton t'i pranojë nga predha elektronike të elementeve të tjerë, duke reaguar me to si një agjent oksidues.

Oksigjeni ka elektronegativitetin e dytë (pas fluorit) në shkallën Pauling. Prandaj, në shumicën dërrmuese të përbërjeve të tij me elementë të tjerë, oksigjeni ka negative shkalla e oksidimit. I vetmi agjent oksidues më i fortë se oksigjeni është fqinji i tij në periudhë, fluori. Prandaj, përbërjet e oksigjenit me fluorin janë të vetmet ku oksigjeni ka një gjendje pozitive oksidimi.

Pra, oksigjeni është agjenti i dytë më i fuqishëm oksidues midis të gjithë elementëve të Tabelës Periodike. Shumica e vetive kimike të tij më të rëndësishme janë të lidhura me këtë.
Të gjithë elementët reagojnë me oksigjen përveç Au, Pt, He, Ne dhe Ar në të gjitha reaksionet (përveç ndërveprimit me fluorin), oksigjeni është një agjent oksidues.

Oksigjeni reagon lehtësisht me metalet alkaline dhe alkaline tokësore:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Pluhuri i imët i hekurit (i ashtuquajturi hekur piroforik) ndizet spontanisht në ajër, duke formuar Fe 2 O 3 dhe tela çeliku digjet në oksigjen nëse nxehet paraprakisht:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

Oksigjeni reagon me jometalet (squfur, grafit, hidrogjen, fosfor, etj.) kur nxehet:

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2, etj.

Pothuajse të gjitha reagimet që përfshijnë oksigjenin O2 janë ekzotermike, me përjashtime të rralla, për shembull:

N2+O2 → 2JO–P

Ky reagim ndodh në temperatura mbi 1200 o C ose në një shkarkesë elektrike.

Oksigjeni është i aftë të oksidojë substanca komplekse, për shembull:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (oksigjen i tepërt),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (mungesa e oksigjenit),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (pa katalizator),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (në prani të një katalizatori Pt),

CH 4 (metan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (pirit) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Komponimet që përmbajnë kationin dioksigjenil O 2 + janë të njohura, për shembull, O 2 + - (sinteza e suksesshme e këtij përbërësi e shtyu N. Bartlett-in të përpiqej të merrte përbërje të gazeve inerte).

Ozoni

Ozoni është kimikisht më aktiv se oksigjeni O2. Kështu, ozoni oksidon jodidin - jonet I - në një zgjidhje Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Ozoni është shumë toksik, vetitë e tij toksike janë më të forta se, për shembull, sulfidi i hidrogjenit. Sidoqoftë, në natyrë, ozoni i përfshirë në shtresat e larta të atmosferës vepron si një mbrojtës i gjithë jetës në Tokë nga rrezatimi i dëmshëm ultravjollcë i diellit. Shtresa e hollë e ozonit thith këtë rrezatim dhe ai nuk arrin në sipërfaqen e Tokës. Ka luhatje të konsiderueshme në trashësinë dhe shtrirjen e kësaj shtrese me kalimin e kohës (e ashtuquajtura vrima e ozonit ende nuk janë sqaruar arsyet për këto luhatje).

Aplikimi i Oksigjenit O 2: për të intensifikuar proceset e prodhimit të gizës dhe çelikut, në shkrirjen e metaleve me ngjyra, si oksidues në industri të ndryshme kimike, për mbështetjen e jetës në nëndetëse, si oksidues për karburantin e raketave (oksigjen i lëngshëm), në mjekësi, në saldimin dhe prerjen e metaleve.

Aplikimi i ozonit O 3: për dezinfektimin e ujit të pijshëm, ujërave të zeza, ajrit, për zbardhjen e pëlhurave.

Berilium, magnez. Shpërndarja në natyrë. Vetitë fizike dhe kimike. Roli biologjik. Shenjat e mungesës, toksicitetit të elementit. Aplikimi i komponimeve në mjekësi dhe farmaci

Be është një element i nëngrupit kryesor të grupit të dytë, periudha e dytë e tabelës periodike, me numër atomik 4.

Në natyrë: Varietetet e berilit konsiderohen gurë të çmuar: akuamarin - blu, jeshile-blu, kaltërosh-jeshile; smerald - jeshile e dendur, jeshile e ndritshme; heliodor - e verdhë; Përmbajtja e beriliumit në ujin e detit është jashtëzakonisht e ulët - 6 10 −7 mg/l

Beriliumi është një metal relativisht i fortë, por i brishtë me ngjyrë të bardhë argjendi, në ajër është i mbuluar në mënyrë aktive me një shtresë oksidi të qëndrueshme të BeO.

Beriliumi ka vetëm një gjendje oksidimi, +2. Hidroksidi përkatës është amfoterik, me vetitë bazike dhe acide të shprehura dobët.

Përdoret për të bërë dritare për makinat me rreze X, të shtuara në lidhje për të rritur fortësinë dhe përçueshmërinë elektrike.

Roli biologjik: Be redukton aktivitetin e imunoglobulinës. Teprica çon në sëmundje - pneumoni.

Mg është një element i nëngrupit kryesor të grupit të dytë, periudha e tretë me numër atomik 12.

Në natyrë: Ky është një nga elementët më të zakonshëm në koren e tokës. Përmbajtja është 1.87%. Sasi të mëdha të magnezit gjenden në ujin e detit.

Vetitë fizike: Magnezi është një metal i bardhë-argjendi me një grilë gjashtëkëndore dhe ka një shkëlqim metalik. Në kushte normale, sipërfaqja e magnezit është e mbuluar me një shtresë mbrojtëse të qëndrueshme të oksidit të magnezit MgO.

Karakteristikat kimike: Magnezi i nxehtë reagon me ujin:
Mg + H2O = MgO + H2
Alkalet nuk kanë efekt në magnez; ai tretet lehtësisht në acide, duke lëshuar hidrogjen:
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
Kur nxehet në ajër, magnezi digjet për të formuar një oksid dhe një sasi të vogël nitride. Kjo çliron një sasi të madhe të nxehtësisë dhe energjisë së dritës:
2Mg + O 2 = 2MgO
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
Magnezi mund të digjet edhe në dioksid karboni:
2 Mg + CO 2 = 2 MgO + C

Roli biologjik: joni ndërqelizor, aktivizon enzimat, merr pjesë në hidrolizë, aktivizon sintezën e proteinave, merr pjesë në mineralizimin e kockave.

MgO është një përbërës i pastave dentare dhe çimentos dentare.

Roli biologjik:

Hidrogjeni si element më vete nuk ka vlerë biologjike. Komponimet që përmban janë të rëndësishme për organizmin, përkatësisht uji, proteinat, yndyrnat, karbohidratet, vitaminat, substancat biologjikisht aktive (me përjashtim të mineraleve) etj. Vlera më e madhe, natyrisht, është kombinimi i hidrogjenit dhe oksigjenit - ujë, i cili në fakt është mjedisi për ekzistencën e të gjitha qelizave të trupit. Një grup tjetër i përbërjeve të rëndësishme të hidrogjenit janë acidet - aftësia e tyre për të çliruar jonet e hidrogjenit bën të mundur formimin e pH të mjedisit. Një funksion i rëndësishëm i hidrogjenit është gjithashtu aftësia e tij për të formuar lidhje hidrogjenore, të cilat, për shembull, formojnë forma aktive të proteinave dhe strukturën me dy vargje të ADN-së në hapësirë.

Shenjat e mungesës:

dehidratim, ndjenjë etjeje,

ulje e turgorit të indeve,

lëkurë të thatë dhe mukoza,

Rritja e përqendrimit në gjak

· hipotension arterial.

Toksiciteti: Hidrogjeni nuk është toksik. Doza vdekjeprurëse për njerëzit nuk është përcaktuar.

Aplikimi në mjaltë dhe farmaci: Përbërjet e hidrogjenit përdoren në industrinë kimike për të prodhuar metanol, amoniak, etj.

Në mjekësi, një nga izotopët e hidrogjenit (deuteriumi) përdoret si etiketë në studimet e farmakokinetikës së barnave. Një tjetër izotop (tritiumi) përdoret në diagnostikimin e radioizotopeve, në studimin e reaksioneve biokimike të metabolizmit të enzimës etj.

Peroksidi i hidrogjenit H 2 O 2 është një mjet dezinfektimi dhe sterilizimi.

Roli biologjik:

• merr pjesë në shumë reaksione biokimike (rregullon aktivitetin e një numri enzimash - adenilate ciklazë, lipaza, esteraza, laktat dehidrogjenaza, etj.)
• merr pjesë në formimin e indit kockor, si dhe në formimin e smaltit dhe dentinës së indit dentar, duke shfaqur një efekt të theksuar anti-karies për shkak të shtypjes së baktereve acid-formuese në zgavrën me gojë.

Shenjat e mungesës:

• rritje e rrezikut të zhvillimit të kariesit dentar
• Rritja e rrezikut të zhvillimit të osteoporozës

Toksiciteti: Shumica e komponimeve organofluorine janë shumë toksike. Disa komponime inorganike të fluorit (p.sh. HF) janë gjithashtu shumë toksike. Doza potencialisht vdekjeprurëse e NaF kur merret nga goja është vetëm 5-10 g, megjithatë, një numër i komponimeve të ngopura të fluorokarbonit janë absolutisht neutralë kimikisht dhe biologjikisht.

Doza toksike e fluorit për njerëzit: 20 mg. Doza vdekjeprurëse për njerëzit: 2 g.

Aplikimi në mjaltë dhe farmaci:

Pasiviteti biologjik i përbërjeve të fluorokarbonit, i kombinuar me vetitë e tretjes së mirë të oksigjenit dhe gazeve të tjera, bën të mundur përdorimin e tyre si një zëvendësues gjaku artificial me funksion transporti gazi. Sot, ka një sërë ilaçesh që përdoren si zëvendësues të gjakut që përmbajnë komponime perfluorokarbonike.

Enët artificiale të gjakut dhe valvulat për zemrën prodhohen në bazë të komponimeve organofluorine biologjikisht neutrale.

Metoda më radikale dhe më efektive e dezinfektimit të ujit është fluorizimi i tij (deri në një përqendrim prej 1 mg/l). Fluorizimi i ujit çon në një reduktim të kariesit me 30-50% aplikimet lokale të një solucioni prej 1-2% të fluorit të natriumit ose fluorit të kallajit përdoren gjithashtu në trajtimin e kariesit.

Në mjekësi, preparatet që përmbajnë fluor përdoren për trajtimin e hipofluorozës, ato prodhohen në formën e tabletave, filmave medicinalë, llaqeve dentare dhe përdoren si barna narkotike, etj.

Izotopet radioaktive të fluorit përdoren në kërkimet biomjekësore.

Roli biologjik:

• për faktin se jonet e klorurit janë në gjendje të depërtojnë në membranën qelizore, ata së bashku me jonet e natriumit dhe kaliumit mbajnë presionin osmotik dhe rregullojnë metabolizmin e kripës së ujit.
• krijojnë një mjedis të favorshëm në stomak për veprimin e enzimave proteolitike të lëngut gastrik
• Për shkak të pranisë së kanaleve të veçanta të klorurit në membranat e qelizave dhe mitokondrive, jonet e klorurit rregullojnë vëllimin e lëngut, transportin e joneve transepiteliale, krijojnë dhe stabilizojnë potencialin e membranës.
• marrin pjesë në krijimin dhe ruajtjen e pH në qelizat dhe lëngjet biologjike të trupit

Shenjat e mungesës:

• dobësi, përgjumje, letargji, anoreksi
• humbje e dhëmbëve dhe flokëve
• dermatiti
• alkaloza
• kapsllëk

Toksiciteti: Klori është një gaz toksik, asfiksues që, nëse hyn në mushkëri, shkakton djegie të indeve të mushkërive dhe mbytje. Ka një efekt irritues në traktin respirator në një përqendrim në ajër prej rreth 0,006 mg/l (d.m.th., dyfishi i pragut për perceptimin e erës së klorit).

Aplikimi në mjaltë dhe farmaceutike:

Përbërjet e klorit përdoren në përgatitjen e ushqimit (NaCl), për dezinfektimin e ujit të pijshëm (klorinimin), dezinfektimin, zbardhjen e pëlhurave, si reagent për shumë procese kimike (HCl, HClO4), si dhe përdoren gjerësisht në kimikate dhe pulpë. dhe industritë e letrës në prodhimin e tretësve dhe polimereve.

Klori përdoret për të prodhuar herbicide, pesticide dhe insekticide.

Elementi i klorit përfshihet në lëngun e stomakut, ilaçe për trajtimin e një sërë sëmundjesh gastrointestinale. Vetitë baktericide të barnave që përmbajnë klor përdoren gjerësisht në mjekësi.

Roli biologjik:

• stimulon rritjen dhe zhvillimin e trupit
• rregullon rritjen dhe diferencimin e indeve
• rrit presionin e gjakut, si dhe shpeshtësinë dhe forcën e kontraktimeve të zemrës
• rregullon (rrit) shpejtësinë e shumë reaksioneve biokimike
• rregullon metabolizmin e energjisë, rrit temperaturën e trupit
• rregullon metabolizmin e vitaminave
• rrit konsumin e oksigjenit nga indet

Shenjat e mungesës:

• Zgjerimi i gjëndrës tiroide dhe formimi i gushës endemike.
• Dëmtimi i prodhimit të hormoneve të tiroides.
• Ulje e metabolizmit bazal dhe temperaturës së trupit.
• Tek fëmijët - zhvillimi i kretinizmit, vonesa në zhvillimin fizik dhe mendor.

Toksiciteti: Doza toksike për njerëzit: 2-5 mg/ditë.

Doza vdekjeprurëse për njerëzit: 35-350 mg.

Aplikimi në mjaltë dhe ferma: Pavarësisht përdorimit të gjerë të kripës së jodizuar në vendet e zhvilluara, mungesa e jodit mbetet një nga mangësitë më të zakonshme të mineraleve në botë. Sipas rekomandimeve të OBSH-së, në botë përdoren 4 metoda për parandalimin e sëmundjeve nga mungesa e jodit: jodizimi i kripës, bukës, gjalpit dhe marrja e suplementeve dietike të fortifikuara me jod.

Për qëllime mjekësore, jodi përdoret në ilaçet e përdorura, veçanërisht për sëmundjet e gjëndrës tiroide.

Jodi përfshihet në tinkturën "shtëpiake" të jodit në alkool, tretësirën e Lugolit dhe një sërë barnash, si: Yox, Jodide. Jodi përdoret në praktikën gjinekologjike për parandalimin dhe trajtimin e sëmundjeve infektive si një mjet për përdorim aktual.

Jodi radioaktiv përdoret për të diagnostikuar sëmundjet e tiroides.

Disa preparate jodi shërbejnë si agjentë radiopakë në studimet e enëve të gjakut dhe zemrës, mitrës dhe tubave fallopiane, mëlçisë dhe fshikëzës së tëmthit.

59. Roli biologjik i squfurit.

• ia jep organizimin hapësinor të nevojshëm për funksionimin e tyre molekulave të proteinave për shkak të formimit të urave disulfide
• është një komponent i shumë enzimave, hormoneve (veçanërisht insulinës) dhe aminoacideve që përmbajnë squfur
• është një përbërës i substancave të tilla aktive si histamina, vitamina biotina, acidi lipoik vitaminoid, etj.
• Grupet sulfhidrile formojnë vendet aktive të një numri enzimash
• siguron transferimin e energjisë në qelizë: atomi i squfurit pranon një nga elektronet e oksigjenit në orbitalin e lirë
• merr pjesë në transferimin e grupeve metil
• pjesë e koenzimave, duke përfshirë koenzimën A

Roli i grupit të tiolit: Grupet sulfhidrile (grupet tiol,) Grupet SH të përbërjeve organike. S. g kanë një reaktivitet të lartë dhe të larmishëm: ato oksidohen lehtësisht për të formuar disulfide, sulfenik, sulfinik ose acid sulfonik; hyjnë lehtësisht në reaksione alkilimi, acilimi, shkëmbimi tiol-disulfid, formojnë merkaptide (kur reagojnë me jonet e metaleve të rënda), merkaptale, merkaptole (kur reagojnë me aldehide dhe ketone). S.g luajnë një rol të rëndësishëm në proceset biokimike. S. g.

Shenjat e mungesës:

• patologjitë e mëlçisë, nyjeve, lëkurës
• çrregullime metabolike të përbërjeve që përmbajnë squfur

Toksiciteti: Squfuri i pastër nuk është toksik për njerëzit. Nuk ka të dhëna të disponueshme për toksicitetin e squfurit në ushqime. Doza vdekjeprurëse për njerëzit nuk është përcaktuar.

Shumë komponime squfuri janë toksike. Komponimet më të rrezikshme të squfurit përfshijnë sulfur hidrogjeni, oksid squfuri dhe dioksid squfuri.

Aplikimi në mjaltë dhe farmaceutike: Për qëllime mjekësore, njerëzit kanë përdorur prej kohësh vetitë dezinfektuese të squfurit, i cili përdorej në trajtimin e sëmundjeve të lëkurës, si dhe efektin baktericid të dioksidit të squfurit të formuar kur digjet squfuri.

Kur merret nga goja, squfuri elementar vepron si laksativ. Pluhuri i squfurit i pastruar përdoret si një antihelmintik për enterobiasis. Përbërjet e squfurit në formën e barnave sulfonamide (biseptol, sulfacil natriumi, sulgin etj.) kanë aktivitet antimikrobik.

Një tretësirë ​​sterile e squfurit 1-2% në vajin e pjeshkës përdoret për terapi pirogjenike në trajtimin e sifilizit.

Squfuri dhe përbërjet e tij inorganike përdoren për artropatitë kronike, për sëmundjet e muskujve të zemrës (kardioskleroza), për shumë sëmundje kronike të lëkurës dhe gjinekologjike, për helmimet profesionale me metale të rënda (merkur, plumb) - tiosulfat natriumi.

Squfuri i pastruar dhe i precipituar përdoret nga jashtë në pomada dhe pluhura për sëmundjet e lëkurës (seborrhea, sikoza); Disulfidi i selenit përdoret në trajtimin e seborresë së kokës. Tiosulfati i natriumit përdoret gjithashtu si një ilaç i jashtëm në trajtimin e pacientëve me zgjebe dhe disa sëmundje kërpudhore të lëkurës.

60. Roli biologjik i oksigjenit.

Oksigjeni është pjesë e molekulave të shumë substancave - nga polimerët më të thjeshtë deri tek ato komplekse; Prania dhe ndërveprimi i këtyre substancave në trup siguron ekzistencën e jetës. Duke qenë një pjesë integrale e molekulës së ujit, oksigjeni është i përfshirë në pothuajse të gjitha proceset biokimike që ndodhin në trup.

Oksigjeni është i pazëvendësueshëm në rast të mungesës së tij, i vetmi ilaç efektiv mund të jetë rivendosja e furnizimit normal të trupit me oksigjen. Edhe një ndërprerje afatshkurtër (disa minuta) e furnizimit me oksigjen të trupit mund të shkaktojë dëmtim të rëndë të funksioneve të tij dhe vdekje pasuese.

Funksioni kryesor i oksigjenit molekular në trup është oksidimi i komponimeve të ndryshme. Së bashku me hidrogjenin, oksigjeni formon ujin, përmbajtja e të cilit në trupin e të rriturve është mesatarisht rreth 55-65%.

Oksigjeni është pjesë e proteinave, acideve nukleike dhe përbërësve të tjerë jetësorë të trupit. Oksigjeni është i nevojshëm për frymëmarrjen, oksidimin e yndyrave, proteinave, karbohidrateve, aminoacideve, si dhe për shumë procese të tjera biokimike.

Alotropia:

Vetitë fizike të oksigjenit

Gaz - pa ngjyrë, pa shije dhe pa erë; 3V O 2 (n.s.) tretet në 100V H 2 O; t°vlojë= -183°С; t°pl = -219°C; D nga ajri = 1.1, d.m.th. më i rëndë se ajri.

Metodat e marrjes

1. Metoda industriale(distilimi i ajrit të lëngshëm).

2. Metoda laboratorike(zbërthimi i disa substancave që përmbajnë oksigjen)

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (kur nxehet)

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 (kur nxehet, në prani të një katalizatori MnO 2)

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 (në prani të katalizatorit MnO 2)

Metodat e grumbullimit

Me zhvendosjen e ujit	Zhvendosja e ajrit

Vetitë kimike

Ndërveprimi i substancave me oksigjenin quhet oksidimi.

Të gjithë elementët reagojnë me oksigjen përveç Au, Pt, He, Ne dhe Ar në të gjitha reaksionet (përveç ndërveprimit me fluorin), oksigjeni është një agjent oksidues.

Me jometale

S + O 2 → SO 2

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Me metale

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO (kur nxehet)

Elementet e vendosura në nëngrupin kryesor të grupit VI të sistemit periodik të elementeve të D. I. Mendeleev.

Shpërndarja e elektroneve sipas ekuacioneve të energjisë së atomeve të elementeve të grupit të oksigjenit Tabela 13

Elementi	Ngarkesa kryesore	Nivelet e energjisë					Rrezja atomike Å
		K	L	M	N	O
							0,60 1,04 1,16 1,43

Një ekzaminim i strukturave atomike të elementeve të nëngrupit kryesor të grupit VI tregon se të gjithë ata kanë një strukturë me gjashtë elektrone të shtresës së jashtme (Tabela 13) dhe, për rrjedhojë, kanë vlera relativisht të larta të elektronegativitetit. , ka elektronegativitetin më të madh, dhe më të vogël, që shpjegohet me ndryshimin e rrezes atomike. Vendi i veçantë i oksigjenit në këtë grup theksohet nga fakti se teluri mund të kombinohet drejtpërdrejt me oksigjenin, por nuk mund të kombinohet me njëri-tjetrin.

Në grup bëjnë pjesë edhe elementet e grupit të oksigjenit r-elementet, meqenëse janë duke u plotësuar r- guaskë. Për të gjithë elementët e familjes, përveç oksigjenit, 6 elektrone në shtresën e jashtme janë elektrone valence.
Në reaksionet redoks, elementët e grupit të oksigjenit shpesh shfaqin veti oksiduese. Vetitë më të forta oksiduese shprehen në oksigjen.
Të gjithë elementët e nëngrupit kryesor të grupit VI karakterizohen nga një gjendje negative oksidimi prej -2. Sidoqoftë, për squfurin, selenin dhe telurin, gjendjet pozitive të oksidimit janë gjithashtu të mundshme (maksimumi +6).
Molekula e oksigjenit, si çdo gaz i thjeshtë, është diatomike, e ndërtuar si një lidhje kovalente e formuar përmes dy çifteve elektronike. Prandaj, oksigjeni është dyvalent kur formohet një oksigjen i thjeshtë.
Squfuri është një substancë e ngurtë. Molekula përmban 8 atome squfuri (S8), por ato janë të lidhura në një lloj unaze, në të cilën çdo atom squfuri është i lidhur me vetëm dy atome fqinje me një lidhje kovalente.

Kështu, çdo atom squfuri, që ka një çift elektronik të përbashkët me dy atome fqinje, është në vetvete dyvalent. Molekula të ngjashme formojnë selen (Se8) dhe teluri (Te8).

■ 1. Shkruani një tregim për grupin e oksigjenit sipas planit të mëposhtëm: a) pozicioni në sistemin periodik; b) ngarkesat e bërthamave dhe. numri i neutroneve në bërthamë; c) konfigurimet elektronike; d) struktura e rrjetës kristalore; e) gjendjet e mundshme të oksidimit të oksigjenit dhe të gjithë elementëve të tjerë të këtij grupi.
2. Cilat janë ngjashmëritë dhe ndryshimet midis strukturave atomike dhe konfigurimeve elektronike të atomeve të elementeve të nëngrupeve kryesore të grupeve VI dhe VII?
3. Sa elektrone valente kanë elementet e nëngrupit kryesor të grupit VI?
4. Si duhet të sillen elementët e nëngrupit kryesor të grupit VI në reaksionet redoks?
5. Cili nga elementet e nëngrupit kryesor të grupit VI është më elektronegativ?

Kur shqyrtojmë elementet e nëngrupit kryesor të grupit VI, fillimisht ndeshemi me dukurinë e alotropisë. I njëjti element në gjendje të lirë mund të formojë dy ose më shumë substanca të thjeshta. Ky fenomen quhet alotropi, dhe ato vetë quhen modifikime alotropike.

Shkruani këtë formulim në fletoren tuaj.

Për shembull, elementi oksigjen është i aftë të formojë dy elementë të thjeshtë - oksigjen dhe ozon.
Formula e oksigjenit të thjeshtë O2, formula e substancës së thjeshtë të ozonit O3. Molekulat e tyre janë ndërtuar ndryshe:

Oksigjeni dhe ozoni janë modifikime alotropike të elementit oksigjen.
Squfuri gjithashtu mund të formojë disa alotrope (modifikime). Është i njohur squfuri ortorhombik (oktaedral), plastik dhe monoklinik. Seleni dhe teluri gjithashtu formojnë disa alotrope. Duhet theksuar se dukuria e alotropisë është karakteristike për shumë elementë. Ne do të shqyrtojmë ndryshimet në vetitë e modifikimeve të ndryshme alotropike gjatë studimit të elementeve.

■ 6. Cili është ndryshimi midis strukturës së një molekule oksigjeni dhe strukturës së një molekule të ozonit?

7. Çfarë lloj lidhjeje ka në molekulat e oksigjenit dhe ozonit?

Oksigjeni. Vetitë fizike, efektet fiziologjike, rëndësia e oksigjenit në natyrë

Oksigjeni është elementi më i lehtë i nëngrupit kryesor të grupit VI. Pesha atomike e oksigjenit është 15.994. 31,988. Atomi i oksigjenit ka rrezen më të vogël të elementeve të këtij nëngrupi (0,6 Å). Konfigurimi elektronik i atomit të oksigjenit: ls 2 2s 2 2p 4.

Shpërndarja e elektroneve mbi orbitalet e shtresës së dytë tregon se oksigjeni ka dy elektrone të paçiftuara në orbitalet e tij p, të cilat mund të përdoren lehtësisht për të formuar një lidhje kimike midis atomeve. Gjendja karakteristike e oksidimit të oksigjenit.
Oksigjeni është një gaz pa ngjyrë dhe pa erë. Është më i rëndë se ajri, në temperaturë -183° kthehet në lëng blu dhe në temperaturë -219° ngurtësohet.

Dendësia e oksigjenit është 1.43 g/l. Oksigjeni është pak i tretshëm në ujë: 3 vëllime oksigjeni treten në 100 vëllime ujë në 0°C. Prandaj, oksigjeni mund të mbahet në një gazometër (Fig. 34) - një pajisje për ruajtjen e gazrave që janë të patretshëm dhe pak të tretshëm në ujë. Më shpesh, oksigjeni ruhet në një gazometër.
Gazometri përbëhet nga dy pjesë kryesore: ena 1, e cila shërben për ruajtjen e gazit dhe një hinkë e madhe 2 me një rubinet dhe një tub të gjatë që arrin pothuajse deri në fund të enës 1 dhe shërben për furnizimin me ujë të pajisjes. Anija 1 ka tre tuba: në tubin 3 futet një gyp 2 me një mbajtëse mbyllëse me një sipërfaqe të brendshme me tokëzim në tubin 4; tubi 5 në fund shërben për të lëshuar ujin nga pajisja gjatë karikimit dhe shkarkimit të tij. Në një gazometër të ngarkuar, ena 1 është e mbushur me oksigjen. Në fund të enës ndodhet, në të cilën fundi i tubit të hinkës 2 është ulur.

Oriz. 34.
1 - enë për ruajtjen e gazit; 2 - gyp për furnizim me ujë; 3 - tub me një sipërfaqe tokësore; 4 - tub për heqjen e gazit; 5 - tub për lëshimin e ujit gjatë karikimit të pajisjes.

Nëse keni nevojë të merrni oksigjen nga një gazometër, fillimisht hapni rubinetin e hinkës dhe ngjeshni pak oksigjenin në gazometër. Pastaj hapni valvulën në tubin e daljes së gazit, përmes të cilit del oksigjeni, i zhvendosur nga uji.

Në industri, oksigjeni ruhet në cilindra prej çeliku në gjendje të ngjeshur (Fig. 35, a), ose në formë të lëngshme në "depozita" oksigjeni (Fig. 36).

Oriz. 35. Cilindri i oksigjenit

Shkruani nga teksti emrat e pajisjeve të destinuara për ruajtjen e oksigjenit.
Oksigjeni është elementi më i zakonshëm. Ai përbën pothuajse 50% të peshës së gjithë kores së tokës (Fig. 37). Trupi i njeriut përmban 65% oksigjen, i cili është pjesë e substancave të ndryshme organike nga të cilat ndërtohen indet dhe organet. Uji përmban rreth 89% oksigjen. Në atmosferë, oksigjeni përbën 23% të peshës dhe 21% të vëllimit. Oksigjeni është pjesë e një shumëllojshmërie të gjerë shkëmbinjsh (për shembull, gur gëlqeror, shkumës, mermer CaCO3, rërë SiO2), xeherore të metaleve të ndryshme ( mineral hekuri magnetik Fe3O4, mineral hekuri kafe 2Fe2O3 nH2O, mineral hekuri i kuq Fe2O3, boksiti Al2O3 nH2O, etj., .) . Oksigjeni është pjesë e shumicës së substancave organike.

Rëndësia fiziologjike e oksigjenit është e madhe. Është gazi i vetëm që organizmat e gjallë mund të përdorin për të marrë frymë. Mungesa e oksigjenit shkakton ndërprerjen e proceseve jetësore dhe vdekjen e trupit. Pa oksigjen, një person mund të jetojë vetëm disa minuta. Gjatë frymëmarrjes, oksigjeni absorbohet, i cili merr pjesë në proceset redoks që ndodhin në trup, dhe produktet e oksidimit të substancave organike lëshohen - dioksidi i karbonit dhe substanca të tjera. Të dy organizmat e gjallë tokësorë dhe ujorë marrin frymë me oksigjen: ato tokësore - me oksigjen të lirë atmosferik, dhe ato ujore - me oksigjen të tretur në ujë.
Në natyrë, ndodh një lloj cikli i oksigjenit. Oksigjeni nga atmosfera absorbohet nga kafshët, bimët, njerëzit dhe shpenzohet në proceset e djegies së karburantit, kalbjes dhe proceseve të tjera oksiduese. Dioksidi i karbonit dhe uji i formuar gjatë procesit të oksidimit konsumohen nga bimët e gjelbra, në të cilat, me ndihmën e klorofilit të gjetheve dhe energjisë diellore, kryhet procesi i fotosintezës, d.m.th., sinteza e substancave organike nga dioksidi i karbonit dhe uji, i shoqëruar. me çlirimin e oksigjenit.
Për të siguruar oksigjen për një person, nevojiten kurorat e dy pemëve të mëdha. Bimët jeshile ruajnë një përbërje konstante të atmosferës.

■ 8. Cila është rëndësia e oksigjenit në jetën e organizmave të gjallë?
9. Si plotësohet furnizimi me oksigjen në atmosferë?

Vetitë kimike të oksigjenit

Oksigjeni i lirë, kur reagon me substanca të thjeshta dhe komplekse, zakonisht sillet si.

Oriz. 37.

Gjendja e oksidimit që fiton në këtë rast është gjithmonë -2. Shumë elementë ndërveprojnë drejtpërdrejt me oksigjenin, me përjashtim të metaleve fisnike, elementëve me vlera elektronegativiteti afër oksigjenit () dhe elementëve inertë.
Si rezultat, formohen komponime oksigjeni me substanca të thjeshta dhe komplekse. Shumë digjen në oksigjen, megjithëse në ajër ose nuk digjen ose digjen shumë dobët. digjet në oksigjen me një flakë të verdhë të ndritshme; kjo prodhon peroksid natriumi (Fig. 38):
2Na + O2 =Na2O2,
Squfuri digjet në oksigjen me një flakë blu të ndritshme për të formuar dioksid squfuri:
S + O2 = SO2
Qymyri mezi digjet në ajër, por në oksigjen nxehet shumë dhe digjet për të formuar dioksid karboni (Fig. 39):
C + O2 = CO2

Oriz. 36.

Ai digjet në oksigjen me një flakë të bardhë, verbuese të ndritshme dhe formohet pentoksidi i ngurtë i fosforit të bardhë:
4P + 5O2 = 2P2O5
djegiet në oksigjen, duke shpërndarë shkëndija dhe duke formuar shkallë hekuri (Fig. 40).
Substancat organike digjen gjithashtu në oksigjen, për shembull metani CH4, përbërja përbërëse e gazit natyror: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Djegia në oksigjen të pastër ndodh shumë më intensivisht sesa në ajër, dhe lejon që dikush të marrë temperatura dukshëm më të larta. Ky fenomen përdoret për të intensifikuar një sërë procesesh kimike dhe djegie më efikase të karburantit.
Në procesin e frymëmarrjes, oksigjeni bashkohet me hemoglobinën në gjak për të formuar oksihemoglobinë, e cila, duke qenë një përbërje shumë e paqëndrueshme, dekompozohet lehtësisht në inde me formimin e oksigjenit të lirë që shkon në oksidim. Kalbja është gjithashtu një proces oksidativ që përfshin oksigjen.
Ata njohin oksigjenin e pastër duke futur një copëz që digjet në enën ku supozohet të jetë i pranishëm. Ai ndizet me shkëlqim - ky është një test me cilësi të lartë për oksigjenin.

■ 10. Si mund të dalloni oksigjenin dhe dioksidin e karbonit në enë të ndryshme duke pasur një copëz në dispozicion? 11. Çfarë vëllimi oksigjeni do të përdoret për të djegur 2 kg qymyr që përmban 70% karbon, 5% hidrogjen, 7% oksigjen dhe pjesa tjetër - përbërës jo të djegshëm?

Oriz. 38. Djegia e natriumit Oriz. 39. djegia e qymyrit Oriz. 40. Djegia e hekurit në oksigjen.

12. A mjaftojnë 10 litra oksigjen për të djegur 5 g fosfor?
13. 1 m3 përzierje gazi që përmbante 40% monoksid karboni, 20% azot, 30% hidrogjen dhe 10% dioksid karboni u dogj në oksigjen. Sa oksigjen u konsumua?
14. A është e mundur të thahet oksigjeni duke e kaluar përmes: a) acidit sulfurik, b) klorurit të kalciumit, c) anhidritit fosforik, d) metalit?
15. Si të lirohet dioksidi i karbonit nga papastërtitë e oksigjenit dhe anasjelltas, si të çlirohet oksigjeni nga papastërtitë e dioksidit të karbonit?
16. 20 litra oksigjen që përmbante një përzierje të dioksidit të karbonit u kaluan në 200 ml 0,1 N. tretësirë ​​bariumi. Si rezultat, kationi Ba 2+ u precipitua plotësisht. Sa dioksid karboni (në përqindje) përmbante oksigjeni origjinal?

Marrja e oksigjenit

Oksigjeni merret në disa mënyra. Në laborator, oksigjeni merret nga substanca që përmbajnë oksigjen që mund ta ndajnë lehtësisht, për shembull nga permanganati i kaliumit KMnO4 (Fig. 41) ose nga kripa e bertoletës KClO3:
2КМnО4 = K2MnO4 + МnО2 + O2

2КlO3 = 2Кl + O2
Kur prodhohet oksigjen nga kripa bertolle, duhet të jetë i pranishëm një katalizator për të përshpejtuar reagimin - dioksidi i manganit. Katalizatori përshpejton dekompozimin dhe e bën atë më të njëtrajtshëm. Pa një katalizator mundet

Oriz. 41. Një pajisje për prodhimin e oksigjenit duke përdorur një metodë laboratorike nga permanganati i kaliumit. 1 - permanganat kaliumi; 2 - oksigjen; 3 - leshi pambuku; 4 - cilindër - koleksion.

mund të ndodhë një shpërthim nëse kripa Bertholet merret në sasi të mëdha dhe veçanërisht nëse është e kontaminuar me substanca organike.
Oksigjeni merret gjithashtu nga peroksidi i hidrogjenit në prani të një katalizatori - dioksidi i manganit MnO2 sipas ekuacionit:
2H2O2[MnO2] = 2H2O + O2

■ 17. Pse shtohet MnO2 gjatë zbërthimit të kripës Berthollet?
18. Oksigjeni i formuar gjatë zbërthimit të KMnO4 mund të mblidhet mbi ujë. Reflektoni këtë në diagramin e pajisjes.
19. Ndonjëherë, nëse dioksidi i manganit nuk është i disponueshëm në laborator, në vend të kësaj, kripës së bertholtolit i shtohet pak mbetje pas kalcinimit të permanganatit të kaliumit. Pse është i mundur një zëvendësim i tillë?
20. Çfarë vëllimi oksigjeni do të lirohet gjatë zbërthimit të 5 moleve të kripës Berthollet?

Oksigjeni mund të merret gjithashtu nga dekompozimi i nitrateve kur nxehet mbi pikën e shkrirjes:
2KNO3 = 2KNO2 + O2
Në industri, oksigjeni merret kryesisht nga ajri i lëngshëm. Ajri, i kthyer në gjendje të lëngshme, i nënshtrohet avullimit. Së pari, ai avullon (pika e tij e vlimit është 195,8 °), dhe oksigjeni mbetet (pika e tij e vlimit është -183 °). Në këtë mënyrë, oksigjeni fitohet pothuajse në formë të pastër.
Ndonjëherë, nëse disponohet energji elektrike e lirë, oksigjeni merret nga elektroliza e ujit:
H2O ⇄ H + + OH —
N + + e— → Н 0
në katodë
2OH - - e— → H2O + O; 2O = O2
në anodë

■ 21. Rendisni metodat laboratorike dhe industriale për prodhimin e oksigjenit të njohura për ju. Shkruajini ato në fletoren tuaj, duke shoqëruar secilën metodë me një ekuacion reagimi.
22. A përdoren reaksionet për të prodhuar redoks të oksigjenit? Jep një përgjigje të arsyetuar.
23. Janë marrë 10 g nga këto substanca; permanganat kaliumi, kripa bertholet, nitrat kaliumi. Në cilin rast do të jetë e mundur të merret vëllimi më i madh i oksigjenit?
24. 1 g qymyr u dogj në oksigjenin e marrë nga ngrohja e 20 g permanganat kaliumi. Sa përqind e permanganatit u dekompozua?

Oksigjeni është elementi më i bollshëm në natyrë. Përdoret gjerësisht në mjekësi, kimi, industri etj. (Fig. 42).

Oriz. 42. Përdorimi i oksigjenit.

Pilotët në lartësi të mëdha, njerëzit që punojnë në një atmosferë gazrash të dëmshëm dhe ata që merren me punë nëntokësore dhe nënujore përdorin pajisje oksigjeni (Fig. 43).

Në rastet kur është e vështirë për shkak të një sëmundjeje të caktuar, personit i jepet oksigjen i pastër për të marrë frymë nga një qese oksigjeni ose vendoset në një tendë oksigjeni.
Aktualisht, ajri i pasuruar me oksigjen ose oksigjeni i pastër përdoret gjerësisht për të intensifikuar proceset metalurgjike. Pishtarët oksigjen-hidrogjen dhe oksigjen-acetileni përdoren për saldimin dhe prerjen e metaleve. Me ngopjen e substancave të ndezshme me oksigjen të lëngshëm: tallash, pluhur qymyri etj., fitohen përzierje shpërthyese të quajtura oxylquits.

■ 25. Vizatoni një tabelë në fletoren tuaj dhe plotësoni atë.

Ozoni O3

Siç u përmend tashmë, elementi oksigjen mund të formojë një modifikim tjetër alotropik - ozon O3. Ozoni vlon në -111° dhe ngurtësohet në -250°. Në gjendje të gaztë është blu, në gjendje të lëngshme është blu. ozoni në ujë është shumë më i lartë se oksigjeni: 45 vëllime ozoni treten në 100 vëllime uji.

Ozoni ndryshon nga oksigjeni në atë që molekula e tij përbëhet nga tre dhe jo dy atome. Për shkak të kësaj, molekula e oksigjenit është shumë më e qëndrueshme se molekula e ozonit. Ozoni shpërbëhet lehtësisht sipas ekuacionit:
O3 = O2 + [O]

Lëshimi i oksigjenit atomik gjatë dekompozimit të ozonit e bën atë një agjent oksidues shumë më të fortë se oksigjeni. Ozoni ka një erë të freskët ("ozon" në përkthim do të thotë "erë"). Në natyrë, ajo formohet nën ndikimin e një shkarkimi të qetë elektrik dhe në pyjet me pisha. Pacientët me sëmundje të mushkërive këshillohen të kalojnë më shumë kohë në pyjet me pisha. Megjithatë, ekspozimi i zgjatur në një atmosferë shumë të pasuruar me ozon mund të ketë një efekt toksik në trup. Helmimi shoqërohet me marramendje, të përziera dhe gjakderdhje nga hundët. Me helmim kronik, mund të shfaqen sëmundje të zemrës.
Në laborator, ozoni merret nga oksigjeni në ozonizuesit (Fig. 44). Oksigjeni kalohet në tubin qelqi 1, i mbështjellë nga jashtë me tel 2. Teli 3 kalon brenda tubit të dy këta tela janë të lidhur me polet e një burimi aktual që krijon një tension të lartë në elektrodat e treguara. Një shkarkesë elektrike e qetë ndodh midis elektrodave, për shkak të së cilës ozoni formohet nga oksigjeni.

Fig 44; Ozonizues. 1 - enë qelqi; 2 - dredha-dredha e jashtme; 3 - tela brenda tubit; 4 - zgjidhje e jodidit të kaliumit me niseshte

3O2 = 2O3
Ozoni është një agjent shumë i fortë oksidues. Ai reagon shumë më energjik se oksigjeni, dhe në përgjithësi është shumë më aktiv se oksigjeni. Për shembull, ndryshe nga oksigjeni, ai mund të zëvendësojë jodurin e hidrogjenit ose kripërat e jodit:
2KI + O3 + H2O = 2KOH + I2 + O2

Ka shumë pak ozon në atmosferë (rreth një e milionta e përqindjes), por ai luan një rol të rëndësishëm në thithjen e rrezeve ultravjollcë nga dielli, prandaj ato arrijnë në tokë në sasi më të vogla dhe nuk kanë një efekt të dëmshëm për jetën. organizmave.
Ozoni përdoret në sasi të vogla kryesisht për ajër të kondicionuar dhe gjithashtu në kimi.

■ 26. Çfarë janë modifikimet alotropike?
27. Pse letra jod-amidon bëhet blu nën ndikimin e ozonit? Jep një përgjigje të arsyetuar.
28. Pse një molekulë oksigjeni është shumë më e qëndrueshme se një molekulë e ozonit? Arsyetoni përgjigjen tuaj përsa i përket strukturës intramolekulare.

Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Lëkundjet harmonike Formula e fizikës së frekuencës së lëkundjeve