Características distintivas do oxigênio. Propriedades químicas do oxigênio. Óxidos – Hipermercado do Conhecimento

Entre todas as substâncias da Terra, um lugar especial é ocupado por aquela que fornece vida - o gás oxigênio. É a sua presença que torna o nosso planeta único entre todos os outros, especial. Graças a esta substância, tantas criaturas bonitas vivem no mundo: plantas, animais, pessoas. O oxigênio é um composto absolutamente insubstituível, único e extremamente importante. Portanto, tentaremos descobrir o que é, quais as características que possui.

O primeiro método é especialmente usado. Afinal, muito desse gás pode ser liberado do ar. No entanto, não estará completamente limpo. Se for necessário um produto de maior qualidade, são utilizados processos de eletrólise. A matéria-prima para isso é água ou álcali. Hidróxido de sódio ou potássio é usado para aumentar a condutividade elétrica da solução. Em geral, a essência do processo se resume à decomposição da água.

Obtido em laboratório

Entre os métodos laboratoriais, o método de tratamento térmico se difundiu:

• peróxidos;
• sais de ácidos contendo oxigênio.

Em altas temperaturas eles se decompõem, liberando gás oxigênio. O processo é mais frequentemente catalisado por óxido de manganês (IV). O oxigênio é coletado pelo deslocamento da água e descoberto por uma lasca fumegante. Como você sabe, em uma atmosfera de oxigênio, uma chama brilha intensamente.

Outra substância usada para produzir oxigênio nas aulas de química escolar é o peróxido de hidrogênio. Mesmo uma solução a 3% sob a influência de um catalisador se decompõe instantaneamente, liberando gás puro. Você só precisa de tempo para coletá-lo. O catalisador é o mesmo - óxido de manganês MnO 2.

Os sais mais comumente usados ​​são:

• Sal de Berthollet ou clorato de potássio;
• permanganato de potássio ou permanganato de potássio.

Uma equação pode ser usada para descrever o processo. É liberado oxigênio suficiente para necessidades laboratoriais e de pesquisa:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2.

Modificações alotrópicas do oxigênio

Existe uma modificação alotrópica que o oxigênio possui. A fórmula deste composto é O 3, é chamado de ozônio. É um gás que se forma em condições naturais quando exposto à radiação ultravioleta e descargas atmosféricas no oxigênio atmosférico. Ao contrário do próprio O2, o ozônio tem um cheiro agradável de frescor, que é sentido no ar após a chuva com relâmpagos e trovões.

A diferença entre o oxigênio e o ozônio reside não apenas no número de átomos da molécula, mas também na estrutura da rede cristalina. Quimicamente, o ozônio é um agente oxidante ainda mais forte.

O oxigênio é um componente do ar

A distribuição de oxigênio na natureza é muito ampla. O oxigênio é encontrado em:

• rochas e minerais;
• água salgada e doce;
• solo;
• organismos vegetais e animais;
• ar, incluindo as camadas superiores da atmosfera.

É óbvio que ele ocupa todas as camadas da Terra - a litosfera, a hidrosfera, a atmosfera e a biosfera. Seu conteúdo no ar é especialmente importante. Afinal, é esse fator que permite a existência de formas de vida, inclusive humanas, em nosso planeta.

A composição do ar que respiramos é extremamente heterogênea. Inclui componentes constantes e variáveis. O imutável e sempre presente inclui:

• dióxido de carbono;
• oxigênio;
• azoto;
• gases nobres.

As variáveis ​​incluem vapor de água, partículas de poeira, gases estranhos (exaustão, produtos de combustão, apodrecimento e outros), pólen de plantas, bactérias, fungos e outros.

A importância do oxigênio na natureza

É muito importante a quantidade de oxigênio encontrada na natureza. Afinal, sabe-se que vestígios desse gás foram descobertos em alguns satélites dos grandes planetas (Júpiter, Saturno), mas não há vida óbvia lá. Nossa Terra possui uma quantidade suficiente, o que, em combinação com a água, possibilita a existência de todos os organismos vivos.

Além de ser um participante ativo na respiração, o oxigênio também realiza inúmeras reações de oxidação, que liberam energia para a vida.

Os principais fornecedores deste gás único na natureza são as plantas verdes e alguns tipos de bactérias. Graças a eles, é mantido um equilíbrio constante de oxigênio e dióxido de carbono. Além disso, o ozônio constrói uma tela protetora sobre toda a Terra, que não permite a penetração de grandes quantidades de radiação ultravioleta destrutiva.

Apenas alguns tipos de organismos anaeróbicos (bactérias, fungos) são capazes de viver fora da atmosfera de oxigênio. No entanto, há muito menos deles do que aqueles que realmente precisam.

Uso de oxigênio e ozônio na indústria

As principais áreas de utilização de modificações alotrópicas de oxigênio na indústria são as seguintes.

1. Metalurgia (para soldagem e corte de metais).
2. Medicamento.
3. Agricultura.
4. Como combustível de foguete.
5. Síntese de muitos compostos químicos, incluindo explosivos.
6. Purificação e desinfecção de água.

É difícil nomear pelo menos um processo em que esse grande gás, uma substância única - o oxigênio, não participe.

A crosta terrestre contém 50% de oxigênio. O elemento também está presente em minerais na forma de sais e óxidos. O oxigênio na forma ligada está incluído na composição (a porcentagem do elemento é de cerca de 89%). O oxigênio também está presente nas células de todos os organismos vivos e plantas. O oxigênio está no ar em estado livre na forma de O₂ e sua modificação alotrópica na forma de ozônio O₃, e ocupa um quinto de sua composição,

Propriedades físicas e químicas do oxigênio

O oxigênio O₂ é um gás incolor, insípido e inodoro. Ligeiramente solúvel em água, ferve a uma temperatura de (-183) °C. O oxigênio na forma líquida é azul; na forma sólida, o elemento forma cristais azuis. O oxigênio derrete a uma temperatura de (-218,7) °C.

Quando aquecido, o oxigênio reage com diversas substâncias simples (metais e não metais), resultando na formação de óxidos - compostos de elementos com oxigênio. A interação de elementos químicos com o oxigênio é chamada de reação de oxidação. Exemplos de equações de reação:

4Na + O₂= 2Na₂O

S + O₂ = SO₂.

Algumas substâncias complexas também interagem com o oxigênio, formando óxidos:

CH₄ + 2O₂= CO₂ + 2H₂O

2СО + О₂ = 2СО₂

O oxigênio como elemento químico é obtido em laboratórios e plantas industriais. no laboratório existem várias maneiras:

• decomposição (clorato de potássio);
• decomposição do peróxido de hidrogênio durante o aquecimento da substância na presença de óxido de manganês como catalisador;
• decomposição do permanganato de potássio.

Reação química de combustão de oxigênio

O oxigênio puro não possui propriedades especiais que o oxigênio do ar não possui, ou seja, possui as mesmas propriedades químicas e físicas. O ar contém 5 vezes menos oxigênio do que o mesmo volume de oxigênio puro. No ar, o oxigênio se mistura com grandes quantidades de nitrogênio - um gás que não se queima e não suporta a combustão. Portanto, se o oxigênio do ar já foi consumido perto da chama, a próxima porção de oxigênio passará pelo nitrogênio e pelos produtos da combustão. Conseqüentemente, uma combustão mais energética de oxigênio na atmosfera é explicada por um fornecimento mais rápido de oxigênio ao local de combustão. Durante a reação, o processo de combinação do oxigênio com a substância em combustão é realizado com mais energia e mais calor é liberado. Quanto mais oxigênio for fornecido à substância em chamas por unidade de tempo, mais brilhante será a chama, mais alta será a temperatura e mais forte será o processo de combustão.

Como ocorre a reação de combustão do oxigênio? Isso pode ser verificado experimentalmente. Você precisa pegar o cilindro e virá-lo de cabeça para baixo, depois colocar um tubo com hidrogênio embaixo do cilindro. O hidrogênio, que é mais leve que o ar, encherá completamente o cilindro. É necessário acender o hidrogênio próximo à parte aberta do cilindro e inserir nele um tubo de vidro através da chama, por onde flui o gás oxigênio. Um incêndio irá ocorrer na extremidade do tubo, enquanto a chama queimará silenciosamente dentro do cilindro cheio de hidrogênio. Durante a reação, não é o oxigênio que queima, mas o hidrogênio na presença de uma pequena quantidade de oxigênio saindo do tubo.

O que resulta da combustão do hidrogênio e que óxido é formado? O hidrogênio é oxidado em água. Gotículas de vapor de água condensado são gradualmente depositadas nas paredes do cilindro. A oxidação de duas moléculas de hidrogênio leva uma molécula de oxigênio e duas moléculas de água são formadas. Equação de reação:

2Н₂ + O₂ → 2Н₂O

Se o oxigênio fluir lentamente para fora do tubo, ele queima completamente na atmosfera de hidrogênio e o experimento prossegue com calma.

Assim que o suprimento de oxigênio aumenta tanto que não tem tempo de queimar completamente, parte dele vai além da chama, onde se formam bolsões de uma mistura de hidrogênio e oxigênio, e aparecem pequenos flashes individuais semelhantes a explosões. Uma mistura de oxigênio e hidrogênio é um gás explosivo.

Quando o gás detonante é inflamado, ocorre uma forte explosão: quando o oxigênio se combina com o hidrogênio, forma-se água e desenvolve-se uma alta temperatura. O vapor de água com os gases circundantes se expande muito, criando alta pressão, na qual não apenas um cilindro frágil, mas também um recipiente mais durável pode romper. Portanto, é necessário trabalhar com mistura explosiva com extremo cuidado.

Consumo de oxigênio durante a combustão

Para o experimento, um cristalizador de vidro com volume de 3 litros deve ser enchido 2/3 com água e adicionada uma colher de sopa de soda cáustica ou potássio cáustico. Tinja a água com fenolftaleína ou outro corante adequado. Despeje a areia em um pequeno frasco e insira verticalmente nele um fio com algodão preso na ponta. O frasco é colocado em um cristalizador com água. O algodão permanece 10 cm acima da superfície da solução.

Umedeça levemente um cotonete com álcool, óleo, hexano ou outro líquido inflamável e coloque fogo. Cubra cuidadosamente o algodão em chamas com uma garrafa de 3 litros e abaixe-a abaixo da superfície da solução de soda cáustica. Durante o processo de combustão, o oxigênio passa para a água e. Como resultado da reação, a solução alcalina na garrafa aumenta. O algodão vai acabar em breve. A garrafa deve ser colocada cuidadosamente no fundo do cristalizador. Em teoria, a garrafa deveria estar 1/5 cheia, pois o ar contém 20,9% de oxigênio. Durante a combustão, o oxigênio se transforma em água e dióxido de carbono CO₂, que é absorvido pelo álcali. Equação de reação:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

Na prática, a combustão irá parar antes que todo o oxigênio seja consumido; parte do oxigênio se transforma em monóxido de carbono, que não é absorvido pelo álcali, e parte do ar sai da garrafa como resultado da expansão térmica.

Atenção! Não tente repetir essas experiências sozinho!

Berílio, magnésio. Distribuição na natureza. Propriedades físicas e químicas. Papel biológico. Sinais de deficiência, toxicidade do elemento. Aplicação de compostos em medicina e farmácia

Be é um elemento do subgrupo principal do segundo grupo, o segundo período da tabela periódica, com número atômico 4.

Na natureza: Variedades de berilo são consideradas pedras preciosas: água-marinha - azul, azul esverdeado, verde azulado; esmeralda - verde denso, verde brilhante; heliodoro - amarelo; O teor de berílio na água do mar é extremamente baixo - 6,10 −7 mg/l

O berílio é um metal branco prateado relativamente duro, mas quebradiço. No ar, ele é ativamente coberto por uma película de óxido persistente de BeO.

O berílio tem apenas um estado de oxidação, +2. O hidróxido correspondente é anfotérico, com propriedades básicas e ácidas sendo fracamente expressas.

Usado na fabricação de janelas para máquinas de raios X, adicionado a ligas para aumentar a dureza e a condutividade elétrica.

Papel biológico: Be reduz a atividade da imunoglobulina. O excesso leva à doença - pneumonia.

Mg é um elemento do subgrupo principal do segundo grupo, terceiro período com número atômico 12.

Na natureza: Este é um dos elementos mais comuns na crosta terrestre, cujo conteúdo é de 1,87%. Grandes quantidades de magnésio são encontradas na água do mar.

Propriedades físicas: O magnésio é um metal branco prateado com uma estrutura hexagonal e brilho metálico. Em condições normais, a superfície do magnésio é coberta por uma película protetora durável de óxido de magnésio MgO.

Propriedades quimicas: O magnésio quente reage com a água:
Mg + H 2 O = MgO + H 2
Os álcalis não afetam o magnésio; dissolvem-se facilmente em ácidos, liberando hidrogênio:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
Quando aquecido ao ar, o magnésio queima para formar um óxido e uma pequena quantidade de nitreto. Isso libera uma grande quantidade de calor e energia luminosa:
2Mg + O 2 = 2MgO
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
O magnésio pode queimar mesmo em dióxido de carbono:
2Mg + CO 2 = 2MgO + C

Papel biológico: íon intracelular, ativa enzimas, participa da hidrólise, ativa a síntese protéica, participa da mineralização óssea.

O MgO é um componente de pastas dentárias e cimentos dentários.

Papel biológico:

O hidrogênio como elemento separado não tem valor biológico. Os compostos que contém são importantes para o corpo, nomeadamente água, proteínas, gorduras, hidratos de carbono, vitaminas, substâncias biologicamente ativas (exceto minerais), etc. O maior valor, claro, é a combinação de hidrogênio e oxigênio - água, que na verdade é o ambiente para a existência de todas as células do corpo. Outro grupo de compostos importantes de hidrogênio são os ácidos - sua capacidade de liberar íons de hidrogênio possibilita a formação do pH do ambiente. Uma função importante do hidrogénio é também a sua capacidade de formar ligações de hidrogénio, que, por exemplo, formam formas activas de proteínas e a estrutura de cadeia dupla do ADN no espaço.

Sinais de deficiência:

desidratação, sensação de sede,

diminuição do turgor dos tecidos,

pele seca e membranas mucosas,

Aumento da concentração sanguínea

· hipotensão arterial.

Toxicidade: O hidrogênio não é tóxico. A dose letal para humanos não foi determinada.

Aplicação em mel e produtos farmacêuticos: Os compostos de hidrogênio são usados ​​na indústria química para produzir metanol, amônia, etc.

Na medicina, um dos isótopos de hidrogênio (deutério) é usado como rótulo em estudos de farmacocinética de medicamentos. Outro isótopo (trítio) é usado no diagnóstico de radioisótopos, no estudo de reações bioquímicas do metabolismo enzimático, etc.

O peróxido de hidrogênio H 2 O 2 é um meio de desinfecção e esterilização.

Papel biológico:

• participa de muitas reações bioquímicas (regula a atividade de uma série de enzimas - adenilato ciclase, lipases, esterases, lactato desidrogenases, etc.)
• participa da formação do tecido ósseo, bem como da formação do esmalte e da dentina do tecido dentário, apresentando pronunciado efeito anticárie devido à supressão de bactérias formadoras de ácido na cavidade oral

Sinais de deficiência:

• aumento do risco de desenvolver cárie dentária
• aumento do risco de desenvolver osteoporose

Toxicidade: A maioria dos compostos organofluorados são altamente tóxicos. Alguns compostos inorgânicos de flúor (por exemplo, HF) também são muito tóxicos. A dose potencialmente letal de NaF quando administrada por via oral é de apenas 5-10 G. No entanto, vários compostos saturados de fluorocarbonetos são absolutamente neutros química e biologicamente.

Dose tóxica de flúor para humanos: 20 mg. Dose letal para humanos: 2 g.

Aplicação em mel e produtos farmacêuticos:

A passividade biológica dos compostos de fluorocarbonetos, aliada às propriedades de boa dissolução do oxigênio e de outros gases, possibilita sua utilização como substituto artificial do sangue com função de transporte de gases. Hoje, existem vários medicamentos usados ​​como substitutos do sangue que contêm compostos de perfluorocarbono.

Vasos sanguíneos artificiais e válvulas para o coração são fabricados com base em compostos organofluorados biologicamente neutros.

O método mais radical e eficaz de desinfecção da água é a sua fluoretação (até uma concentração de 1 mg/l). A fluoretação da água leva a uma redução da cárie em 30-50%; aplicações locais de uma solução de fluoreto de sódio a 1-2% ou fluoreto de estanho também são utilizadas no tratamento da cárie.

Na medicina, os medicamentos contendo flúor são utilizados para tratar a hipofluorose, são produzidos na forma de comprimidos, filmes medicinais, vernizes dentários, são utilizados como entorpecentes, etc.

Isótopos radioativos de flúor são usados ​​em pesquisas biomédicas.

Papel biológico:

• devido ao fato dos íons cloreto serem capazes de penetrar na membrana celular, eles, juntamente com os íons sódio e potássio, mantêm a pressão osmótica e regulam o metabolismo água-sal
• criar um ambiente favorável no estômago para a ação das enzimas proteolíticas do suco gástrico
• Devido à presença de canais de cloreto especiais nas membranas das células e mitocôndrias, os íons cloreto regulam o volume do fluido, o transporte transepitelial de íons, criam e estabilizam o potencial da membrana
• participar na criação e manutenção do pH nas células e fluidos biológicos do corpo

Sinais de deficiência:

• fraqueza, sonolência, letargia, anorexia
• perda de dentes e cabelos
• dermatite
• alcalose
• constipação

Toxicidade: O cloro é um gás tóxico e asfixiante que, se entrar nos pulmões, causa queimaduras no tecido pulmonar e asfixia. Tem um efeito irritante no trato respiratório a uma concentração no ar de cerca de 0,006 mg/l (ou seja, o dobro do limiar para a percepção do cheiro de cloro).

Aplicação em mel e farmacêutico:

Os compostos de cloro são utilizados na preparação de alimentos (NaCl), na desinfecção de água potável (cloração), desinfecção, branqueamento de tecidos, como reagente para diversos processos químicos (HCl, HClO4), e também são amplamente utilizados na indústria química e de celulose. e indústrias de papel na produção de materiais orgânicos, solventes e polímeros.

O cloro é usado para produzir herbicidas, pesticidas e inseticidas.

O elemento cloro está incluído no suco gástrico, medicamentos para o tratamento de diversas doenças gastrointestinais. As propriedades bactericidas dos medicamentos contendo cloro são amplamente utilizadas na medicina.

Papel biológico:

• estimula o crescimento e desenvolvimento do corpo
• regula o crescimento e diferenciação dos tecidos
• aumenta a pressão arterial, bem como a frequência e a força das contrações cardíacas
• regula (aumenta) a taxa de muitas reações bioquímicas
• regula o metabolismo energético, aumenta a temperatura corporal
• regula o metabolismo das vitaminas
• aumenta o consumo de oxigênio pelos tecidos

Sinais de deficiência:

• Aumento da glândula tireóide e formação de bócio endêmico.
• Produção prejudicada de hormônios da tireoide.
• Diminuição do metabolismo basal e da temperatura corporal.
• Em crianças - desenvolvimento de cretinismo, retardo no desenvolvimento físico e mental.

Toxicidade: Dose tóxica para humanos: 2-5 mg/dia.

Dose letal para humanos: 35-350 mg.

Aplicação em mel e fazenda: Apesar do uso extensivo de sal iodado nos países desenvolvidos, a deficiência de iodo continua a ser uma das deficiências minerais mais comuns no mundo. De acordo com as recomendações da OMS, 4 métodos de prevenção de doenças por deficiência de iodo são utilizados no mundo: iodização do sal, pão, manteiga e ingestão de suplementos dietéticos enriquecidos com iodo.

Para fins médicos, o iodo é utilizado em medicamentos utilizados, principalmente, para doenças da glândula tireóide.

O iodo está incluído na tintura "doméstica" de iodo em álcool, na solução de Lugol e em uma série de medicamentos, como: Yox, Iodeto. O iodo é utilizado na prática ginecológica para prevenção e tratamento de doenças infecciosas como meio de uso tópico.

O iodo radioativo é usado para diagnosticar doenças da tireoide.

Algumas preparações de iodo servem como agentes radiopacos em estudos de vasos sanguíneos e do coração, útero e trompas de falópio, fígado e vesícula biliar.

59. Papel biológico do enxofre.

• confere a organização espacial necessária ao seu funcionamento às moléculas de proteínas devido à formação de pontes dissulfeto
• é um componente de muitas enzimas, hormônios (particularmente insulina) e aminoácidos contendo enxofre
• é um componente de substâncias ativas como histamina, vitamina biotina, ácido vitamínico lipóico, etc.
• grupos sulfidrila formam os sítios ativos de uma série de enzimas
• garante a transferência de energia na célula: o átomo de enxofre aceita um dos elétrons de oxigênio no orbital livre
• participa da transferência de grupos metil
• parte de coenzimas, incluindo coenzima A

Papel do grupo tiol: Grupos sulfidrila (grupos tiol), grupos SH de compostos orgânicos. S. g. possuem alta e variada reatividade: são facilmente oxidados para formar dissulfetos, ácidos sulfênico, sulfínico ou sulfônico; entram facilmente em reações de alquilação, acilação, troca tiol-dissulfeto, formam mercaptídeos (ao reagir com íons de metais pesados), mercaptais, mercaptois (ao reagir com aldeídos e cetonas). S. g. desempenham um papel importante nos processos bioquímicos. S. g. coenzima A (ver Coenzima A), ácido lipóico (ver ácido lipóico) e 4 1 -fosfopanteteína estão envolvidos em reações enzimáticas de formação e transferência de resíduos acil associados ao metabolismo de lipídios e carboidratos;

Sinais de deficiência:

• patologias do fígado, articulações, pele
• distúrbios metabólicos de compostos contendo enxofre

Toxicidade: O enxofre puro não é tóxico para os humanos. Não existem dados disponíveis sobre a toxicidade do enxofre nos alimentos. A dose letal para humanos não foi determinada.

Muitos compostos de enxofre são tóxicos. Os compostos de enxofre mais perigosos incluem sulfeto de hidrogênio, óxido de enxofre e dióxido de enxofre.

Aplicação em mel e farmacêutico: Para fins médicos, as pessoas há muito utilizam as propriedades desinfetantes do enxofre, que era utilizado no tratamento de doenças de pele, bem como o efeito bactericida do dióxido de enxofre formado durante a queima de enxofre.

Quando tomado por via oral, o enxofre elementar atua como laxante. O pó de enxofre purificado é usado como anti-helmíntico para enterobíase. Os compostos de enxofre na forma de sulfonamidas (biseptol, sulfacil de sódio, sulgina, etc.) possuem atividade antimicrobiana.

Uma solução estéril de 1-2% de enxofre em óleo de pêssego é usada para terapia pirogênica no tratamento da sífilis.

O enxofre e seus compostos inorgânicos são usados ​​​​para artropatia crônica, para doenças do músculo cardíaco (cardiosclerose), para muitas doenças crônicas de pele e ginecológicas, para intoxicações ocupacionais com metais pesados ​​​​(mercúrio, chumbo) - tiossulfato de sódio.

O enxofre purificado e precipitado é usado externamente em pomadas e pós para doenças de pele (seborreia, sicose); O dissulfeto de selênio é utilizado no tratamento da seborreia do couro cabeludo. O tiossulfato de sódio também é usado como remédio externo no tratamento de pacientes com sarna e algumas doenças fúngicas da pele.

60. Papel biológico do oxigênio.

O oxigênio faz parte das moléculas de muitas substâncias - dos polímeros mais simples aos complexos; A presença e interação dessas substâncias no corpo garantem a existência de vida. Sendo parte integrante da molécula de água, o oxigênio está envolvido em quase todos os processos bioquímicos que ocorrem no corpo.

O oxigênio é insubstituível, em caso de deficiência, o único remédio eficaz pode ser restaurar o fornecimento normal de oxigênio ao corpo. Mesmo uma interrupção de curto prazo (vários minutos) do fornecimento de oxigênio ao corpo pode causar comprometimento grave de suas funções e subsequente morte.

A principal função do oxigênio molecular no corpo é a oxidação de vários compostos. Juntamente com o hidrogênio, o oxigênio forma água, cujo conteúdo no corpo adulto é em média cerca de 55-65%.

O oxigênio faz parte de proteínas, ácidos nucléicos e outros componentes vitais do corpo. O oxigênio é necessário para a respiração, oxidação de gorduras, proteínas, carboidratos, aminoácidos, bem como para muitos outros processos bioquímicos.

Alotropia:

Propriedades físicas do oxigênio

Gás - incolor, insípido e inodoro; 3V O 2 (n.s.) dissolve-se em 100V H 2 O; t°fervura= -183°С; t°pl = -219°C; D por via aérea = 1,1, ou seja, mais pesado que o ar.

Métodos de obtenção

1. Método industrial(destilação de ar líquido).

2. Método laboratorial(decomposição de algumas substâncias contendo oxigênio)

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (quando aquecido)

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 (quando aquecido, na presença de um catalisador MnO 2)

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 (na presença de catalisador MnO 2)

Métodos de coleta

Propriedades quimicas

A interação das substâncias com o oxigênio é chamada oxidação.

Todos os elementos reagem com o oxigênio, exceto Au, Pt, He, Ne e Ar; em todas as reações (exceto na interação com o flúor), o oxigênio é um agente oxidante.

Com não metais

S + O 2 → SO 2

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Com metais

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 →2CuO (quando aquecido)

Plano:

História da descoberta

Origem do nome

Estar na natureza

Recibo

Propriedades físicas

Propriedades quimicas

Aplicativo

10. Isótopos

Oxigênio

Oxigênio- elemento do 16º grupo (de acordo com a classificação desatualizada - subgrupo principal do grupo VI), segundo período do sistema periódico de elementos químicos de DI Mendeleev, com número atômico 8. Denotado pelo símbolo O (lat. Oxygenium) . O oxigênio é um não metal quimicamente ativo e é o elemento mais leve do grupo dos calcogênios. Substância simples oxigênio(Número CAS: 7782-44-7) em condições normais é um gás incolor, insípido e inodoro, cuja molécula consiste em dois átomos de oxigênio (fórmula O 2) e, portanto, também é chamado de dioxigênio. O oxigênio líquido tem uma luz cor azul e os cristais sólidos são de cor azul claro.

Existem outras formas alotrópicas de oxigênio, por exemplo, o ozônio (número CAS: 10028-15-6) - em condições normais, um gás azul com odor específico, cuja molécula consiste em três átomos de oxigênio (fórmula O 3).

História da descoberta

Acredita-se oficialmente que o oxigênio foi descoberto pelo químico inglês Joseph Priestley em 1º de agosto de 1774, pela decomposição do óxido mercúrico em um recipiente hermeticamente fechado (Priestley direcionou a luz solar para este composto usando uma lente poderosa).

No entanto, Priestley inicialmente não percebeu que havia descoberto uma nova substância simples; ele acreditava ter isolado uma das partes constituintes do ar (e chamou esse gás de “ar deflogisticado”). Priestley relatou sua descoberta ao notável químico francês Antoine Lavoisier. Em 1775, A. Lavoisier estabeleceu que o oxigênio é um componente do ar, dos ácidos e é encontrado em muitas substâncias.

Alguns anos antes (em 1771), o oxigênio foi obtido pelo químico sueco Karl Scheele. Ele calcinou o salitre com ácido sulfúrico e depois decompôs o óxido nítrico resultante. Scheele chamou esse gás de “ar de fogo” e descreveu sua descoberta em um livro publicado em 1777 (precisamente porque o livro foi publicado depois de Priestley ter anunciado sua descoberta, este último é considerado o descobridor do oxigênio). Scheele também relatou sua experiência a Lavoisier.

Um passo importante que contribuiu para a descoberta do oxigênio foi o trabalho do químico francês Pierre Bayen, que publicou trabalhos sobre a oxidação do mercúrio e a posterior decomposição do seu óxido.

Finalmente, A. Lavoisier finalmente descobriu a natureza do gás resultante, usando informações de Priestley e Scheele. Seu trabalho foi de enorme importância porque graças a ele foi derrubada a teoria do flogisto, dominante na época e que dificultava o desenvolvimento da química. Lavoisier conduziu experimentos sobre a combustão de diversas substâncias e refutou a teoria do flogisto, publicando resultados sobre o peso dos elementos queimados. O peso das cinzas ultrapassou o peso original do elemento, o que deu a Lavoisier o direito de afirmar que durante a combustão ocorre uma reação química (oxidação) da substância e, portanto, a massa da substância original aumenta, o que refuta a teoria do flogisto .

Assim, o crédito pela descoberta do oxigênio é, na verdade, compartilhado entre Priestley, Scheele e Lavoisier.

Origem do nome

A palavra oxigênio (também chamada de “solução ácida” no início do século XIX) deve seu aparecimento na língua russa, em certa medida, a M.V. Lomonosov, que introduziu a palavra “ácido”, junto com outros neologismos; Assim, a palavra “oxigênio”, por sua vez, era um traçado do termo “oxigênio” (francês oxygène), proposto por A. Lavoisier (do grego antigo ὀξύς - “azedo” e γεννάω – “dar à luz”), que é traduzido como “gerador de ácido”, o que está associado ao seu significado original - “ácido”, que anteriormente significava substâncias chamadas óxidos de acordo com a nomenclatura internacional moderna.

Estar na natureza

O oxigênio é o elemento mais comum na Terra; sua participação (em vários compostos, principalmente silicatos) representa cerca de 47,4% da massa da crosta terrestre sólida. O mar e as águas doces contêm uma enorme quantidade de oxigênio ligado - 88,8% (em massa), na atmosfera o conteúdo de oxigênio livre é de 20,95% em volume e 23,12% em massa. Mais de 1.500 compostos na crosta terrestre contêm oxigênio.

O oxigênio faz parte de muitas substâncias orgânicas e está presente em todas as células vivas. Em termos do número de átomos nas células vivas, é cerca de 25%, e em termos de fração de massa - cerca de 65%.

Recibo

Atualmente, na indústria, o oxigênio é obtido do ar. O principal método industrial para a produção de oxigênio é a retificação criogênica. As usinas de oxigênio que operam com base na tecnologia de membrana também são bem conhecidas e utilizadas com sucesso na indústria.

Os laboratórios utilizam oxigênio produzido industrialmente, fornecido em cilindros de aço sob pressão de cerca de 15 MPa.

Pequenas quantidades de oxigênio podem ser obtidas aquecendo o permanganato de potássio KMnO 4:

A reação de decomposição catalítica do peróxido de hidrogênio H2O2 na presença de óxido de manganês (IV) também é utilizada:

O oxigênio pode ser obtido pela decomposição catalítica do clorato de potássio (sal de Berthollet) KClO 3:

Os métodos laboratoriais para a produção de oxigênio incluem o método de eletrólise de soluções aquosas de álcalis, bem como a decomposição de óxido de mercúrio (II) (em t = 100 °C):

Nos submarinos geralmente é obtido pela reação do peróxido de sódio e do dióxido de carbono exalados pelos humanos:

Propriedades físicas

Nos oceanos do mundo, o conteúdo de O2 dissolvido é maior em água fria e menor em água quente.

Em condições normais, o oxigênio é um gás sem cor, sabor ou cheiro.

1 litro dele tem massa de 1,429 g e é um pouco mais pesado que o ar. Ligeiramente solúvel em água (4,9 ml/100 g a 0 °C, 2,09 ml/100 g a 50 °C) e álcool (2,78 ml/100 g a 25 °C). Dissolve-se bem em prata fundida (22 volumes de O 2 em 1 volume de Ag a 961°C). Distância interatômica - 0,12074 nm. É paramagnético.

Quando o oxigênio gasoso é aquecido, ocorre sua dissociação reversível em átomos: a 2.000 °C - 0,03%, a 2.600 °C - 1%, 4.000 °C - 59%, 6.000 °C - 99,5%.

O oxigênio líquido (ponto de ebulição -182,98 °C) é um líquido azul claro.

Diagrama de fases de O2

Oxigênio sólido (ponto de fusão −218,35°C) - cristais azuis. Existem 6 fases cristalinas conhecidas, três das quais existem a uma pressão de 1 atm:

α-O 2 - existe em temperaturas abaixo de 23,65 K; cristais azuis brilhantes pertencem ao sistema monoclínico, parâmetros celulares a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

β-O 2 - existe na faixa de temperatura de 23,65 a 43,65 K; cristais azuis claros (com o aumento da pressão a cor fica rosa) têm uma rede romboédrica, parâmetros de célula a=4,21 Å, α=46,25°.

γ-O 2 - existe em temperaturas de 43,65 a 54,21 K; cristais azuis claros têm simetria cúbica, parâmetro de rede a = 6,83 Å.

Mais três fases se formam em altas pressões:

faixa de temperatura δ-O 2 20-240 K e pressão 6-8 GPa, cristais laranja;

Pressão ε-O 4 de 10 a 96 GPa, cor cristalina de vermelho escuro a preto, sistema monoclínico;

ζ-O n pressão superior a 96 GPa, estado metálico com brilho metálico característico, em baixas temperaturas transforma-se em estado supercondutor.

Propriedades quimicas

Forte agente oxidante, interage com quase todos os elementos, formando óxidos. Estado de oxidação −2. Via de regra, a reação de oxidação prossegue com a liberação de calor e acelera com o aumento da temperatura (ver Combustão). Exemplo de reações que ocorrem à temperatura ambiente:

Oxida compostos que contêm elementos com estado de oxidação inferior ao máximo:

Oxida a maioria dos compostos orgânicos:

Sob certas condições, é possível realizar uma oxidação suave de um composto orgânico:

O oxigênio reage diretamente (em condições normais, com aquecimento e/ou na presença de catalisadores) com todas as substâncias simples, exceto Au e gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); as reações com halogênios ocorrem sob a influência de uma descarga elétrica ou radiação ultravioleta. Óxidos de ouro e gases inertes pesados ​​(Xe, Rn) foram obtidos indiretamente. Em todos os compostos de oxigênio de dois elementos com outros elementos, o oxigênio desempenha o papel de agente oxidante, exceto para compostos com flúor

O oxigênio forma peróxidos com o estado de oxidação do átomo de oxigênio formalmente igual a -1.

Por exemplo, os peróxidos são produzidos pela combustão de metais alcalinos em oxigênio:

Alguns óxidos absorvem oxigênio:

De acordo com a teoria da combustão desenvolvida por A. N. Bach e K. O. Engler, a oxidação ocorre em duas etapas com a formação de um composto peróxido intermediário. Este composto intermediário pode ser isolado, por exemplo, quando uma chama de queima de hidrogênio é resfriada com gelo, o peróxido de hidrogênio é formado junto com a água:

Nos superóxidos, o oxigênio tem formalmente um estado de oxidação de -½, ou seja, um elétron para cada dois átomos de oxigênio (íon O - 2). Obtido pela reação de peróxidos com oxigênio a pressão e temperatura elevadas:

Potássio K, rubídio Rb e césio Cs reagem com oxigênio para formar superóxidos:

No íon dioxigenil O 2 +, o oxigênio tem formalmente um estado de oxidação de +½. Obtido pela reação:

Fluoretos de oxigênio

O difluoreto de oxigênio, estado de oxidação OF 2 do oxigênio +2, é preparado passando o flúor por uma solução alcalina:

O monofluoreto de oxigênio (dioxidifluoreto), O 2 F 2, é instável, o estado de oxidação do oxigênio é +1. Obtido a partir de uma mistura de flúor e oxigênio em uma descarga luminosa a uma temperatura de -196 °C:

Ao passar uma descarga luminosa através de uma mistura de flúor e oxigênio a uma certa pressão e temperatura, são obtidas misturas de fluoretos de oxigênio superiores O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 e O 6 F 2.

Cálculos da mecânica quântica prevêem a existência estável do íon trifluorohidroxônio OF 3 +. Se esse íon realmente existir, o estado de oxidação do oxigênio nele será +4.

O oxigênio suporta os processos de respiração, combustão e decomposição.

Na sua forma livre, o elemento existe em duas modificações alotrópicas: O 2 e O 3 (ozônio). Como Pierre Curie e Marie Skłodowska-Curie estabeleceram em 1899, sob a influência da radiação ionizante, o O 2 se transforma em O 3 .

Aplicativo

O amplo uso industrial do oxigênio começou em meados do século 20, após a invenção dos turboexpansores - dispositivos para liquefazer e separar o ar líquido.

EMmetalurgia

O método conversor de produção de aço ou processamento de fosco envolve o uso de oxigênio. Em muitas unidades metalúrgicas, para uma combustão mais eficiente do combustível, é utilizada uma mistura ar-oxigênio em vez de ar nos queimadores.

Soldagem e corte de metais

O oxigênio em cilindros azuis é amplamente utilizado para corte por chama e soldagem de metais.

Combustível de foguete

Oxigênio líquido, peróxido de hidrogênio, ácido nítrico e outros compostos ricos em oxigênio são usados ​​como oxidantes para combustível de foguete. Uma mistura de oxigênio líquido e ozônio líquido é um dos oxidantes mais poderosos do combustível de foguete (o impulso específico da mistura hidrogênio-ozônio excede o impulso específico dos pares hidrogênio-flúor e hidrogênio-fluoreto de oxigênio).

EMmedicamento

O oxigênio medicinal é armazenado em cilindros de gás metálico de alta pressão (para gases comprimidos ou liquefeitos) de cor azul de várias capacidades de 1,2 a 10,0 litros sob pressão de até 15 MPa (150 atm) e é usado para enriquecer misturas de gases respiratórios em equipamentos de anestesia , em caso de distúrbios respiratórios, para aliviar uma crise de asma brônquica, para eliminar a hipóxia de qualquer origem, para a doença descompressiva, para tratar patologias do trato gastrointestinal na forma de coquetéis de oxigênio. Para uso individual, recipientes especiais emborrachados - almofadas de oxigênio - são preenchidos com cilindros com oxigênio medicinal. Inaladores de oxigênio de vários modelos e modificações são usados ​​​​para fornecer oxigênio ou uma mistura oxigênio-ar simultaneamente a uma ou duas vítimas em campo ou em ambiente hospitalar. A vantagem de um inalador de oxigênio é a presença de um umidificador-condensador da mistura gasosa, que aproveita a umidade do ar exalado. Para calcular a quantidade de oxigênio restante no cilindro em litros, a pressão no cilindro em atmosferas (de acordo com o manômetro do redutor) geralmente é multiplicada pela capacidade do cilindro em litros. Por exemplo, em um cilindro com capacidade de 2 litros, o manômetro mostra uma pressão de oxigênio de 100 atm. O volume de oxigênio neste caso é 100 × 2 = 200 litros.

EMIndústria alimentícia

Na indústria alimentícia, o oxigênio é registrado como aditivo alimentar E948, como propelente e gás de embalagem.

EMindústria química

Na indústria química, o oxigênio é usado como agente oxidante em inúmeras sínteses, por exemplo, na oxidação de hidrocarbonetos em compostos contendo oxigênio (álcoois, aldeídos, ácidos), amônia em óxidos de nitrogênio na produção de ácido nítrico. Devido às altas temperaturas que se desenvolvem durante a oxidação, esta é frequentemente realizada em modo de combustão.

EMagricultura

Na agricultura em estufas, na preparação de cocktails de oxigénio, no ganho de peso dos animais, no enriquecimento do ambiente aquático com oxigénio na piscicultura.

Papel biológico do oxigênio

Fornecimento de oxigênio de emergência em um abrigo antiaéreo

A maioria dos seres vivos (aeróbios) respira oxigênio do ar. O oxigênio é amplamente utilizado na medicina. No caso de doenças cardiovasculares, para melhorar os processos metabólicos, é injetada espuma de oxigênio (“coquetel de oxigênio”) no estômago. A administração subcutânea de oxigênio é usada para úlceras tróficas, elefantíase, gangrena e outras doenças graves. O enriquecimento artificial de ozônio é usado para desinfetar e desodorizar o ar e purificar a água potável. O isótopo radioativo de oxigênio 15 O é usado para estudar a velocidade do fluxo sanguíneo e a ventilação pulmonar.

Derivados tóxicos de oxigênio

Alguns derivados de oxigênio (chamadas espécies reativas de oxigênio), como oxigênio singlete, peróxido de hidrogênio, superóxido, ozônio e radical hidroxila, são altamente tóxicos. Eles são formados durante o processo de ativação ou redução parcial do oxigênio. Superóxido (radical superóxido), peróxido de hidrogênio e radical hidroxila podem se formar em células e tecidos de humanos e animais e causar estresse oxidativo.

Isótopos

O oxigênio possui três isótopos estáveis: 16 O, 17 O e 18 O, cujo conteúdo médio é, respectivamente, 99,759%, 0,037% e 0,204% do número total de átomos de oxigênio na Terra. A forte predominância do mais leve deles, 16 O, na mistura de isótopos se deve ao fato de o núcleo do átomo 16 O ser composto por 8 prótons e 8 nêutrons (um núcleo mágico duplo com camadas de nêutrons e prótons preenchidas). E tais núcleos, como decorre da teoria da estrutura do núcleo atômico, são particularmente estáveis.

Também são conhecidos isótopos radioativos de oxigênio com números de massa de 12 O a 24 O. Todos os isótopos radioativos de oxigênio têm meia-vida curta, o de vida mais longa deles é 15 O com meia-vida de ~ 120 s. O isótopo de vida mais curta, 12 O, tem meia-vida de 5,8·10−22 s.

Oxigênio (O) fica no período 1, grupo VI, no subgrupo principal. elemento p. Configuração eletronica 1s22s22p4 . O número de elétrons no nível externo é 6. O oxigênio pode aceitar 2 elétrons e, em casos raros, desistir. A valência do oxigênio é 2, o estado de oxidação é -2.

Propriedades físicas: oxigênio ( O2 ) – gás incolor, inodoro e insípido; ligeiramente solúvel em água, ligeiramente mais pesado que o ar. A -183°C e 101,325 Pa, o oxigênio se liquefaz, adquirindo uma coloração azulada. Estrutura da molécula: A molécula de oxigênio é diatômica, forte em condições normais e possui propriedades magnéticas. A ligação na molécula é covalente e apolar. O oxigênio tem uma modificação alotrópica - ozônio(O3 ) – um agente oxidante mais forte que o oxigênio.

Propriedades quimicas: Antes de completar o nível de energia, o oxigênio precisa de 2 elétrons, que aceita com um estado de oxidação de -2, mas em combinação com o flúor, o oxigênio é ОF2 -2 e O2F2 -1. Devido à atividade química, o oxigênio interage com quase todas as substâncias simples. Forma óxidos e peróxidos com metais:

O oxigênio não reage apenas com a platina. Em temperaturas elevadas e altas, reage com muitos não metais:

O oxigênio não interage diretamente com os halogênios. O oxigênio reage com muitas substâncias complexas:

O oxigênio é caracterizado por reações de combustão:

Muitas substâncias orgânicas queimam em oxigênio:

Quando o acetaldeído é oxidado com oxigênio, obtém-se ácido acético:

Recibo: no laboratório: 1) eletrólise de uma solução aquosa alcalina: neste caso, o hidrogênio é liberado no cátodo e o oxigênio no ânodo; 2) decomposição do sal Berthollet quando aquecido: 2КlО3?2Кl + 3О2?; 3) obtém-se oxigênio muito puro: 2КМnO4?К2МnO4 + МnО2 + О2?.

Encontrando na natureza: o oxigênio representa 47,2% da massa da crosta terrestre. No estado livre, está contido no ar atmosférico - 21%. Faz parte de muitos minerais naturais e uma grande quantidade é encontrada no corpo de plantas e animais. O oxigênio natural consiste em 3 isótopos: O(16), O(17), O(18).

Aplicativo: usado na indústria química, metalúrgica e medicina.

24. Ozônio e suas propriedades

No estado sólido, o oxigênio tem três modificações: modificações ?-, ?– e ?–. Ozônio ( O3 ) – uma das modificações alotrópicas do oxigênio . Estrutura da molécula: o ozônio tem uma estrutura molecular não linear com um ângulo entre os átomos de 117°. A molécula de ozônio possui alguma polaridade (apesar dos átomos do mesmo tipo que formam a molécula de ozônio) e é diamagnética, pois não possui elétrons desemparelhados.

Propriedades físicas: o ozônio é um gás azul com odor característico; peso molecular = 48, ponto de fusão (sólido) = 192,7 °C, ponto de ebulição = 111,9 °C. O ozono líquido e sólido são explosivos, tóxicos e altamente solúveis em água: a 0 °C, até 49 volumes de ozono dissolvem-se em 100 volumes de água.

Propriedades quimicas: O ozônio é um forte agente oxidante; oxida todos os metais, incluindo ouro - Au e platina - Pt (e metais do grupo da platina). O ozônio atua sobre uma placa prateada brilhante, que é instantaneamente recoberta por peróxido de prata preto – Ag2O2; papel embebido em terebintina inflama, compostos metálicos de enxofre são oxidados em sais de ácido sulfúrico; muitos corantes ficam descoloridos; destrói substâncias orgânicas - neste caso, a molécula de ozônio divide um átomo de oxigênio e o ozônio se transforma em oxigênio comum. E também a maioria dos não-metais converte óxidos inferiores em óxidos superiores e sulfetos de seus metais em seus sulfatos:

O iodeto de potássio é oxidado pelo ozônio em iodo molecular:

Mas com o peróxido de hidrogênio H2O2, o ozônio atua como agente redutor:

Quimicamente, as moléculas de ozônio são instáveis ​​- o ozônio pode se decompor espontaneamente em oxigênio molecular:

Recibo: o ozônio é produzido em ozonizadores pela passagem de faíscas elétricas através do oxigênio ou do ar. Formação de ozônio a partir do oxigênio:

O ozônio pode ser formado durante a oxidação de fósforo úmido e substâncias resinosas. Determinante de Ozônio: para identificar a presença de ozônio no ar, é necessário mergulhar no ar um pedaço de papel embebido em uma solução de iodeto de potássio e pasta de amido - se o pedaço de papel ficar azul, significa que há ozônio no ar. Encontrando na natureza: Na atmosfera, o ozônio é formado durante descargas elétricas. Aplicativo: Por ser um forte agente oxidante, o ozônio destrói vários tipos de bactérias, por isso é amplamente utilizado para purificação de água e desinfecção do ar, além de ser utilizado como agente clareador.