un potențial ridicat de reducere a oxidării, ca acceptor de electroni finali în lanțul enzimelor respiratorii, a dus la dezvoltarea unui mecanism biochimic de respirație de tip modern. Acest mecanism furnizează energie și organisme aerobe.
Oxigenul - element de bază biogene, care este parte a tuturor substanțelor moleculare majore care asigură structura și funcțiile celulelor - proteine, acizi nucleici, glucide, lipide, precum și o multitudine de molecule mici. În fiecare plantă sau oxigen animal este mult mai mult decât orice alt element (o medie de aproximativ 70%). Țesutul muscular uman conține 16% oxigen, țesutul osos - 28,5%; în corpul persoanei medii (greutate corporală 70 kg) conține 43 kg de oxigen. În corpul animalelor și al omului, oxigenul provine în principal prin sistemul respirator (oxigenul liber) și cu apa (oxigenul legat). nevoia organismului de oxigen este determinat de nivelul (intensitate) al metabolismului, care depinde de zona de masă și de suprafață corporală, vârsta, sexul, regimul alimentar, condițiile de mediu și altele. Ecology ca o caracteristică a energiei raport importantă a determinat o respirație totală (procese totale adică de oxidare) comunitare organismelor la biomasa sa totală.
V. Proprietățile fizice și chimice ale oxigenului.
Oxigenul element chimic formează două substanțe simple - oxigenul O2 și O3 sunt diferite în proprietățile fizice.
Oxigenul O2 este un gaz care nu are culoare și miros. Molecula sa este O2. Este paramagnetic (atras de un magnet), deoarece conține doi electroni nepartiți. Structura moleculei de oxigen poate fi reprezentată sub forma următoarelor formule structurale:
Oxigenul atmosferic constă din molecule diatomice. Distanta interatomică în molecula de O2 este de 0.12074 nm. Oxigenul molecular (gazos și lichid) este o substanță paramagnetică, în fiecare moleculă de O2 există doi electroni nepartiți. Acest fapt poate fi explicat prin faptul că în moleculă există un electron neparticipat pe fiecare dintre cele două orbite de slăbire.
Energia de disociere a moleculei de O2 pe atom este destul de ridicată și se ridică la 493,57 kJ / mol.
O2 molecula de oxigen este destul de inert. Stabilitatea moleculei de oxigen și energia de activare ridicată a majorității reacțiilor de oxidare se datorează faptului că, la temperaturi scăzute și în încăperi, multe reacții care implică oxigen se desfășoară la o rată foarte puțin vizibilă. Numai atunci când sunt create condiții pentru apariția radicalilor - O- sau R-O-O-, care stimulează procesul lantului, oxidarea are loc rapid. În acest caz, se utilizează, de exemplu, catalizatori care sunt capabili să accelereze procesele oxidative.
În condiții normale, densitatea gazului de oxigen este de 1,42897 kg / m3. Punctul de fierbere al oxigenului lichid (lichidul are o culoare albastră) este -182,9 ° C. La temperaturi de la -218,7 ° C la -229,4 ° C există un grilaj solid centrat pe oxigen cubic (-modification), la temperaturi de la -229,4 ° C până la -249,3 ° C --modification cu un grilaj hexagonală la temperaturi sub -249,3 ° C - o modificare cubică. La presiuni ridicate și la temperaturi scăzute s-au obținut și alte modificări ale oxigenului solid.
La 20 ° C, solubilitatea gazului O2: 3,1 ml în 100 ml de apă, 22 ml în 100 ml etanol, 23,1 ml în 100 ml de acetonă. Există lichide organice care conțin fluor (de exemplu, perfluorobutiltetrahidrofuran), în care solubilitatea oxigenului este mult mai mare.
Rezistența ridicată a legăturii chimice dintre atomii din molecula de O2 conduce la faptul că, la temperatura camerei, oxigenul gazos este mai degrabă inerent din punct de vedere chimic. În natură, acesta intră încet în transformări în timpul proceselor de dezintegrare. În plus, oxigenul la temperatura camerei este capabil să reacționeze cu hemoglobina din sânge, ceea ce asigură transferul de oxigen din sistemul respirator către alte organe.
Cu multe substante de oxigen interactionează fără încălzire, de exemplu, metale alcaline și alcalino-pământoase (formate corespunzător oxizi de adaos de Li2O, CaO, și altele. Peroxizi tip Na2O2, BaO2 și colab. Și superoxid tip KO2, RbO2 și colab.), Determinând formarea ruginii pe suprafața produselor din oțel. Fără încălzire, oxigenul reacționează cu fosforul alb, cu unele aldehide și alte substanțe organice.
Când este încălzit, chiar și mic, activitatea chimică a oxigenului crește brusc. Când este aprins, reacționează cu o explozie cu hidrogen, metan, alte gaze combustibile, cu un număr mare de substanțe simple și complexe.
Cu ajutorul atomilor unui izotop 18O de oxigen greu, a fost posibil să se determine "originea" oxigenului eliberat de plante în timpul fotosintezei. Se credea că acesta este oxigenul eliberat din moleculele de monoxid de carbon, mai degrabă decât apa. S-a cunoscut acum că plantele leagă oxigenul la monoxid de carbon, iar oxigenul este returnat în atmosferă din apă.
Oxigenul formează compuși cu toate elementele, cu excepția unor gaze nobile (heliu, neon, argon). Astfel, cu majoritatea metalelor, oxigenul reacționează chiar la temperatura camerei, de exemplu:
2Na ° + 02 ° = Na2 + 102-2
Na-1 (g) agent de reducere Na + 1 2
O2 ° +2 (g) 2 2 oxidant O-2
2Zn ° + O2 ° = 2Zn + 20-2
Zn ° -2 (g) agent de reducere Zn + 2
O2 ° +2 (g) 2 2 oxidant O-2
Cu nemetal, oxigenul reacționează, de regulă, când este încălzit. Deci, cu fosfor, oxigenul reacționează activ la o temperatură de 60 ° C:
4 ° + 502 ° = 2P2 + 505-2
P ° -5 (e) P + 5 2 reductant
O2 ° +2 (g) 2 2 O-2 5 oxidant
cu sulf - la o temperatură de aproximativ 250 ° C:
S ° -4 (e) agent de reducere S + 4
O2 ° +2 (g) 2 2 O-2 2 oxidant
cu carbon (sub formă de grafit) - la 700-800 ° C:
C ° -4 (e) agent de reducere C + 4
O2 ° +2 (g) 2 2 O-2 2 oxidant
Interacțiunea oxigenului cu azotul începe numai la 1200 ° C sau într-o descărcare electrică:
Oxigenul reacționează cu mulți compuși complexi, de exemplu, cu oxizi de azot, reacționează deja la temperatura camerei:
2N + 20 + O2 ° = 2N + 4O2-2
N + 2-2 (g) agent de reducere N + 4 1
O2 ° +2 (g) 2 2 O-2 2 oxidant
Hidrogenul sulfurat, reacționând cu oxigenul când este încălzit, dă sulf:
2H2S-2 + 02 ° = 2S ° + 2H2O-2
S-2-2 (g) agent de reducere S °
O2 ° +2 (g) 2 2 oxidant O-2
sau oxid de sulf (IV)
2H2S + S02 = 2S02 + 2H20
în funcție de raportul dintre oxigen și hidrogen sulfurat.
În aceste reacții, oxigenul este un agent de oxidare. În cele mai multe reacții de oxidare care implică oxigen, căldură și lumină sunt eliberate - aceste procese se numesc combustie.
Modificarea alotropică a oxigenului este ozonul. Molecula sa este triatomică - O3. Structura sa poate fi reprezentată de următoarea formulă structurală:
Orice modificare a numărului sau dispunerii acelorași atomi într-o moleculă implică apariția unei substanțe calitativ noi cu proprietăți diferite. Ozonul este diferit în proprietăți de oxigen. În condiții normale, acest gaz este albastru, cu un miros iritant ascuțit. Numele său provine din cuvântul grecesc "ozeyn", ceea ce înseamnă un miros. Este toxic. Spre deosebire de oxigen, molecula de ozon se caracterizează printr-o masă moleculară mare, polarizabilitate și polaritate. Prin urmare, ozonul are un punct de fierbere mai mare (-111.9 ° C) decât oxigen (-188.9 ° C), o culoare intensă și o mai bună solubilitate în apă.
În condiții naturale, ozonul este format din oxigen în descărcări de trăsnet și la o altitudine de 10-30 km - sub acțiunea razelor solare ultraviolete. Aceasta întârzie radiațiile ultraviolete dăunătoare ale soarelui. În plus, ozonul absoarbe razele infraroșii ale Pământului, împiedicând răcirea acestuia. În consecință, forma alotropă a oxigenului - ozon - joacă un rol important în păstrarea vieții pe Pământ.
Formarea ozonului este însoțită de eliberarea oxigenului atomic. Acestea sunt în principiu reacții în lanț în care apariția unei particule active (este de obicei indicată prin *) cauzează un număr mare (lanț) de transformări succesive ale moleculelor inactive, de exemplu, O2. Reacția în lanț a formării ozonului din oxigen poate fi exprimată prin următoarea schemă:
În tehnologie, ozonul este produs prin evacuările electrice în ozonatoare.
Molecula O3 este instabilă, iar la concentrații ridicate, ozonul se descompune cu o explozie:
Activitatea oxidativă a ozonului este mult mai mare decât cea a oxigenului. De exemplu, chiar și în condiții normale, ozonul oxidează astfel de substanțe simple slab active, cum ar fi argintul și mercurul, cu formarea oxizilor lor și a oxigenului:
8Ag + 203 = 4Ag2O + 02
Ca oxidant puternic, ozonul este folosit pentru purificarea apei potabile, pentru dezinfectarea aerului. Aerul pădurilor de conifere este considerat util, deoarece conține o cantitate mică de ozon, care se formează în timpul oxidării rășinii de copaci conifere.
Un oxidant chiar mai puternic decât oxigenul O2 este ozonul O3 (modificarea alotropică a oxigenului). Se formează în atmosferă în timpul descărcărilor de trăsnet, ceea ce explică mirosul specific de prospețime după o furtună.
În laboratoare, ozonul se obține prin trecerea unei deversări prin oxigen (reacția endotermică):
302 203 - 284 kJ.
Când ozonul reacționează cu soluția de iodură de potasiu, iodul este eliberat, în timp ce cu oxigen această reacție nu apare:
2KI + 03 + H20 = I2 + 2KON + 02.
Reacția este adesea folosită ca o metodă calitativă pentru a detecta ionii de I sau de ozon. Pentru aceasta se adaugă amidon la soluție, care dă un complex albastru caracteristic cu iodul eliberat. Reacția este calitativă și pentru că ozonul nu oxidează Cl- și Br-
Există o altă modificare a oxigenului - un atom de patru atomi (O4):
La temperaturi scăzute, este deplasat spre dreapta, adică către formarea moleculelor de O4. Modificările structurale în molecule provoacă diferențe în proprietățile substanțelor. Astfel, oxigenul lichid și solid, spre deosebire de cele gazoase, este vopsit în albastru.
Oxigenul, atunci când este încălzit, reacționează cu hidrogen pentru a forma apă. Când amestecul ambelor gaze este aprins în proporții de volum de 2: 1 (gaz exploziv), reacția are loc cu o explozie. Dar poate curge și calm, dacă acest amestec este adus în contact cu o cantitate foarte mică de platină fin divizată, care joacă rolul de catalizator:
2H2 + O8 = 2 H20 + 572,6 kJ / mol
Oxigenul în sine poate oxida toate metalele. Dacă metalul are o volatilitate ridicată, atunci procesul de oxidare merge de obicei sub formă de ardere. Arderea metalelor cu volatilitate scăzută în oxigen poate fi efectuată în condiții de volatilitate ridicată a oxidului format. Eficiența acestui procedeu depinde de activitatea de reducere a metalului și se caracterizează prin căldura de formare a produsului rezultat. Produsele de interacțiune a metalelor cu oxigenul (oxizii) pot fi bazice, acide și amfoterice.
Atunci când anumite metale active ard în oxigen, uneori nu formează oxizi, ci superperoxid și peroxizi. Astfel, în arderea potasiului și a rubidiului se formează superperoxidurile acestor metale:
Acest lucru se datorează faptului că molecula de oxigen poate atașa sau pierde electroni pentru a forma ioni moleculari de tipul O2-2, O2- și O2 +. Adăugarea unui electron la oxigen determină formarea ionului superexidic O2:
Prezența unui electron neparat în ionul de O2 determină paramagnetismul superperoxidelor.
Îmbinându-se cu doi electroni, molecula de oxigen este pre
se rotește în ionul de peroxid de O2-2, în care atomii sunt legați
și, prin urmare, este diamagnetic:
O-0 + 2E = [0-O] -2
De exemplu, interacțiunea dintre bariu și oxigen are loc cu formarea de peroxid de BaO2:
VI. Obținerea oxigenului.
Varietatea compușilor chimici care conțin oxigen și disponibilitatea acestora permit obținerea oxigenului în diferite moduri. Toate metodele de obținere a oxigenului pot fi împărțite în două grupuri: fizice și chimice. Cele mai multe dintre ele sunt chimice, adică unele reacții se bazează pe producerea de oxigen. De exemplu, atunci când este nevoie de oxigen foarte pur, acesta este obținut din apă prin descompunere. Să luăm în considerare această metodă.
Într-un vas umplut cu electroliți (apă distilată acidifiat cu acid sulfuric), se înmoaie electrozii, cel mai adesea platină, și se lasă într-un curent electric. Ionii cu hidrogen încărcați pozitiv se deplasează la un electrod încărcat negativ (catod), iar ionii de hidroxid de OH încărcați negativ și ionii de sulfat SO42 sunt direcționați către un electrod încărcat pozitiv (anod). Ioniile sunt descărcate pe electrozii. Trebuie notat că evacuarea ionilor H + și OH- este mult mai ușoară decât cea a ionilor sulfați SO42. Astfel, hidrogenul este eliberat la catod și oxigenul este eliberat la anod:
4OH-4e-2H20 + 02
Gazele degajate sunt colectate în vase diferite sau folosite direct.
În condițiile unui laborator școlar, este mai convenabil să se utilizeze o soluție alcalină ca electrolit. Apoi, electrozii pot fi realizați din sârmă sau foaie de fier. În mediul alcalin, moleculele de apă sunt descărcate direct la catod:
Pentru experiment este utilizat un electrolizor de laborator. Acesta este un tub din sticlă în formă de U, în care sunt lipite electrozi. În procesul electrolitic, se obține oxigen suficient de pur (impurități 0,1%).
Să luăm în considerare un alt mod chimic de recepție a oxigenului. Dacă încălzim oxidul de bariu BaO la 540 ° C, el atasează oxigenul atmosferic la formarea peroxidului de bariu BaO2. Acesta din urmă, când este încălzit la 870 ° C, se descompune și se eliberează oxigen:
2BaO + O2 = 2BaO2
2BaO2 = 2BaO + O2
Peroxidul de bariu acționează ca un purtător de oxigen.
În secolul trecut, au fost dezvoltate instalații de producere a oxigenului prin această metodă. Acestea au inclus tancuri amenajate vertical care aveau un sistem de încălzire. Curentul de aer a fost trecut printr-un oxid de bariu încălzit la 400-500 ° C. După formarea peroxizilor de bariu, alimentarea cu aer a fost oprită și recipientele au fost încălzite la 750 ° C (temperatura de descompunere a Ba02).
Odată cu dezvoltarea tehnicilor de obținere a temperaturilor scăzute, a fost dezvoltată o metodă fizică de obținere a oxigenului din aerul atmosferic. Se bazează pe o răcire profundă a aerului și pe utilizarea diferenței de puncte de fierbere a gazelor care alcătuiesc aerul.
Aerul lichid produs în unități de refrigerare este un amestec format din azot 79% și oxigen 21% în volum. Azotul lichid se fierbe la o temperatură de -195,8 ° C și oxigenul lichid la o temperatură de -182,9 ° C Diferența dintre punctele de fierbere ale azotului și oxigenului se bazează pe separarea lor. Pentru separarea completă a oxigenului lichid și a azotului gazos se utilizează evaporarea multiplă a aerului lichid, însoțită de condensarea vaporilor acestuia. Acest proces se numește distilare fracționată sau rectificare. În prezent, această metodă a devenit principala metodă de obținere a oxigenului tehnic (materii prime ieftine și capacități mari de plante). Oxigenul lichid este stocat și transportat în rezervoare special adaptate pentru acest scop, iar rezervoarele echipate cu izolație termică bună.
Deoarece metoda fizică de obținere a oxigenului este larg utilizată în industrie, metodele chimice de producție și-au pierdut practic semnificația tehnică și servesc la obținerea oxigenului în laborator.
În legătură cu progresul științific și tehnologic evolutiv al oamenilor
Articole similare
-
Impactul propolisului asupra organismului - o bancă de rezumate, eseuri, rapoarte, cursuri și
-
Rezumat - chimie și stomatologie (chimie în profesia mea viitoare) - medicină
Trimiteți-le prietenilor: