L'oxigen (O) és un element químic no metàl·lic del grup 16 (VIa) de la taula periòdica. És un gas incolor, inodor i insípid que és essencial per als organismes vius: animals que el converteixen en diòxid de carboni i plantes que utilitzen CO2 com a font de carboni i retornen O 2 a l'atmosfera. L'oxigen forma compostos reaccionant amb gairebé qualsevol altre element, i també desplaça els elements químics de l'enllaç entre ells. En molts casos, aquests processos van acompanyats de l'alliberament de calor i llum. El compost d'oxigen més important és l'aigua.
Historial de descobriments
El 1772, el químic suec Carl Wilhelm Scheele va demostrar per primera vegada l'oxigen escalfant nitrat de potassi, òxid de mercuri i moltes altres substàncies. Independentment d'ell, el 1774, el químic anglès Joseph Priestley va descobrir aquest element químic per descomposició tèrmica de l'òxid de mercuri i va publicar les seves troballes el mateix any, tres anys abans de la publicació. Scheele. El 1775-1780, el químic francès Antoine Lavoisier va interpretar el paper de l'oxigen en la respiració i la combustió, rebutjant la teoria del flogisto generalment acceptada en aquell moment. Va assenyalar la seva tendència a formar àcids quan es combina amb diverses substàncies i va anomenar l'element oxygène, que en grec significa "produir àcid".
Prevalència
Què és l'oxigen? Constituint el 46% de la massa de l'escorça terrestre, és el seu element més comú. La quantitat d'oxigen a l'atmosfera és del 21% en volum, i en pes a l'aigua de mar és del 89%.
A les roques, l'element es combina amb metalls i no metalls en forma d'òxids, que són àcids (per exemple, sofre, carboni, alumini i fòsfor) o bàsics (sals de calci, magnesi i ferro), i com a compostos semblants a la sal que es poden considerar formats a partir d'òxids àcids i bàsics com ara sulfats, carbonats, silicats, aluminats i fosfats. Tot i que són nombrosos, aquests sòlids no poden servir com a font d'oxigen, ja que trencar l'enllaç d'un element amb àtoms metàl·lics consumeix massa energia.
Característiques
Si la temperatura de l'oxigen és inferior a -183 °C, es converteix en un líquid blau pàl·lid, i a -218 °C - sòlid. Pur O2 és 1,1 vegades més pesat que l'aire.
Durant la respiració, els animals i alguns bacteris consumeixen oxigen de l'atmosfera i retornen diòxid de carboni, mentre que durant la fotosíntesi, les plantes verdes en presència de la llum solar absorbeixen diòxid de carboni i alliberen oxigen lliure. Gairebétots els O2 de l'atmosfera es produeixen mitjançant la fotosíntesi.
A 20 °C, unes 3 parts de volum d'oxigen es dissolen en 100 parts d'aigua dolça, una mica menys a l'aigua de mar. Això és necessari per respirar els peixos i altres espècies marines.
L'oxigen natural és una barreja de tres isòtops estables: 16O (99,759%), 17O (0,037 %) i18O (0,204%). Es coneixen diversos isòtops radioactius produïts artificialment. El més longeu d'aquests és 15O (amb una semivida de 124 s), que s'utilitza per estudiar la respiració dels mamífers.
Al·lòtrops
Una idea més clara de què és l'oxigen, us permet obtenir les seves dues formes al·lotròpiques, diatòmica (O2) i triatòmica (O3). , ozó). Les propietats de la forma diatòmica suggereixen que sis electrons s'uneixen als àtoms i dos romanen sense aparellament, provocant el paramagnetisme de l'oxigen. Els tres àtoms de la molècula d'ozó no estan en línia recta.
L'ozó es pot produir segons l'equació: 3O2 → 2O3.
El procés és endotèrmic (requereix energia); la conversió de l'ozó de nou en oxigen diatòmic es facilita per la presència de metalls de transició o els seus òxids. L'oxigen pur es converteix en ozó mitjançant una descàrrega elèctrica brillant. La reacció també es produeix després de l'absorció de llum ultraviolada amb una longitud d'ona d'uns 250 nm. L'ocurrència d'aquest procés a l'atmosfera superior elimina la radiació que podria provocardanys a la vida a la superfície terrestre. L'olor picant de l'ozó està present en espais tancats amb equips elèctrics que fan espurnes, com ara generadors. És un gas blau clar. La seva densitat és 1,658 vegades la de l'aire i té un punt d'ebullició de -112 °C a pressió atmosfèrica.
L'ozó és un agent oxidant fort, capaç de convertir el diòxid de sofre en triòxid, el sulfur en sulfat, el iodur en iode (que proporciona un mètode analític per avaluar-lo) i molts compostos orgànics en derivats oxigenats com els aldehids i els àcids. La conversió dels hidrocarburs de l'escapament dels cotxes en aquests àcids i aldehids per part de l'ozó és el que provoca el smog. A la indústria, l'ozó s'utilitza com a agent químic, desinfectant, tractament d'aigües residuals, purificació d'aigua i blanqueig de teixits.
Obtenció de mètodes
La manera com es produeix l'oxigen depèn de la quantitat de gas necessària. Els mètodes de laboratori són els següents:
1. Descomposició tèrmica d'algunes sals com el clorat de potassi o el nitrat de potassi:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
La descomposició del clorat de potassi és catalitzada per òxids de metalls de transició. Sovint s'utilitza diòxid de manganès (pirolusita, MnO2). El catalitzador redueix la temperatura necessària per fer evolucionar l'oxigen de 400 a 250 °C.
2. Descomposició a temperatura dels òxids metàl·lics:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Scheele i Priestley van utilitzar un compost (òxid) d'oxigen i mercuri (II) per obtenir aquest element químic.
3. Descomposició tèrmica de peròxids metàl·lics o peròxid d'hidrogen:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
Els primers mètodes industrials per separar l'oxigen de l'atmosfera o per produir peròxid d'hidrogen depenien de la formació de peròxid de bari a partir de l'òxid.
4. Electròlisi de l'aigua amb petites impureses de sals o àcids, que proporcionen la conductivitat del corrent elèctric:
2H2O → 2H2 + O2
Producció industrial
Si cal obtenir grans volums d'oxigen, s'utilitza la destil·lació fraccionada d'aire líquid. Dels components principals de l'aire, té el punt d'ebullició més alt i, per tant, és menys volàtil que el nitrogen i l'argó. El procés utilitza el refredament del gas a mesura que s'expandeix. Els passos principals de l'operació són els següents:
L'aire
L'aire
El
Ús industrial
La metal·lúrgia és el major consumidor d'oxigen pur per a la producció d'acer amb alt contingut de carboni: desfer-se del diòxid de carboni i altres impureses no metàl·liques més ràpid i més fàcil que utilitzar l'aire.
El tractament d'aigües residuals amb oxigen és prometedor per tractar els efluents líquids de manera més eficient que altres processos químics. La incineració de residus en sistemes tancats amb O2.
.. és cada cop més important
L'anomenat oxidant de coets és oxigen líquid. Pur O2 S'utilitza en submarins i campanes de busseig.
A la indústria química, l'oxigen ha substituït l'aire normal en la producció de substàncies com l'acetilè, l'òxid d'etilè i el metanol. Les aplicacions mèdiques inclouen l'ús del gas en cambres d'oxigen, inhaladors i incubadores de nadons. Un gas anestèsic enriquit amb oxigen proporciona suport vital durant l'anestèsia general. Sense aquest element químic, una sèrie deindústries que utilitzen forns de fusió. Això és el que és l'oxigen.
Propietats químiques i reaccions
L'elevada electronegativitat i afinitat electrònica de l'oxigen són típiques dels elements que presenten propietats no metàl·liques. Tots els compostos d'oxigen tenen un estat d'oxidació negatiu. Quan dos orbitals s'omplen d'electrons, es forma un ió O2-. En els peròxids (O22-) se suposa que cada àtom té una càrrega de -1. Aquesta propietat d'acceptar electrons per transferència total o parcial determina l'agent oxidant. Quan aquest agent reacciona amb una substància donant d'electrons, el seu propi estat d'oxidació es redueix. El canvi (disminució) de l'estat d'oxidació de l'oxigen de zero a -2 s'anomena reducció.
En condicions normals, l'element forma compostos diatòmics i triatòmics. A més, hi ha molècules de quatre àtoms altament inestables. En la forma diatòmica, dos electrons no aparellats es troben en orbitals no enllaçants. Això es confirma pel comportament paramagnètic del gas.
La intensa reactivitat de l'ozó de vegades s'explica per la suposició que un dels tres àtoms es troba en un estat "atòmic". Entrant a la reacció, aquest àtom es dissocia d'O3, deixant oxigen molecular.
La molècula O2 és dèbilment reactiva a temperatures i pressions ambient normals. L'oxigen atòmic és molt més actiu. L'energia de dissociació (O2 → 2O) és significativa iés de 117,2 kcal per mol.
Connexions
Amb els no metalls com l'hidrogen, el carboni i el sofre, l'oxigen forma una àmplia gamma de compostos enllaçats covalentment, inclosos els òxids de no metalls com l'aigua (H2O), diòxid de sofre (SO2) i diòxid de carboni (CO2); compostos orgànics com alcohols, aldehids i àcids carboxílics; àcids comuns com el carbònic (H2CO3), sulfúric (H2SO4) i nitrogen (HNO3); i les sals corresponents, com ara sulfat de sodi (Na2SO4), carbonat de sodi (Na2 CO 3) i nitrat de sodi (NaNO3). L'oxigen està present en forma de l'ió O2- a l'estructura cristal·lina dels òxids metàl·lics sòlids, com ara el compost (òxid) d'oxigen i calci CaO. Els superòxids metàl·lics (KO2) contenen l'ió O2-, mentre que els peròxids metàl·lics (BaO2), conté l'ió O22-. Els compostos d'oxigen tenen principalment un estat d'oxidació de -2.
Funcions bàsiques
Finalment, enumerem les principals propietats de l'oxigen:
- Configuració d'electrons: 1s22s22p4.
- Número atòmic: 8.
- Massa atòmica: 15,9994.
- Punt d'ebullició: -183,0 °C.
- Punt de fusió: -218,4 °C.
- Densitat (si la pressió d'oxigen és d'1 atm a 0 °C): 1,429 g/l.
- Estats d'oxidació: -1, -2, +2 (en compostos amb fluor).
