Looduses leiduv hapnik. Hapnik - elemendi omadus, levimus looduses, füüsikalised ja keemilised omadused, saamine

Keemiatund 8. klass

Teema: Hapnik, selle üldised omadused. Looduses leidmine. Hapniku saamine ja selle füüsikalised omadused.

Tunni eesmärk: jätkata mõistete "keemiline element", "lihtne aine", "keemiline reaktsioon" kujundamist. Kujundada ideid hapniku hankimise meetodite kohta laboris. Tutvustage katalüsaatori mõistet, füüsikalisi omadusi, iseloomustage elementi vastavalt tabelile D.I. Mendelejev. Täiustage oma interaktiivse tahvli oskusi.

Põhimõisted. Katalüsaatorid.

Planeeritud õpitulemused

teema. Oskab eristada mõisteid "keemiline element", "lihtne aine", kasutades näitena hapnikku. Oskab iseloomustada hapniku kogumise füüsikalisi omadusi ja meetodeid.

Metasubjekt. Arendada oskust töötada kava järgi, sõnastada, argumenteerida, korraldada haridusalast koostööd ja ühistegevust õpetaja ja kaaslastega.

Isiklik. Kujundada vastutustundlikku suhtumist õppimisse, valmisolekut eneseharimiseks.

Õpilaste põhitegevused. Kirjeldage keemilist elementi vastavalt kavandatud plaanile. Kirjeldage näidiskatse ajal täheldatud keemilisi reaktsioone. Osalege tulemuste ühisel arutelul. Tehke järeldused katsete tulemustest.

Meeleavaldused. Hapniku saamine vesinikperoksiidist.

Tundide ajal

Uue materjali õppimine.

1. Frontaalne vestlus:

Milline gaas toetab hingamist ja põlemist?

Millist teavet hapniku kohta sa juba tead loodusloo, botaanika kursustelt?

Millised ained sisaldavad hapnikku? (vesi, liiv, kivid, mineraalid, valgud, rasvad, süsivesikud).

Keemilise elemendi hapniku üldised omadused:

Keemiline märk (O).

Suhteline aatommass (16).

Valents (II).

Lihtaine (O2) keemiline valem.

Lihtaine suhteline molekulmass (32).

Kirjeldage elementi nr 8, lähtudes selle asukohast D.I keemiliste elementide perioodilises tabelis. Mendelejev. (järjekorranumber - 8, aatommass - 16, IV - rühma number, perioodi number - 2).

Looduses olemine.

Hapnik on kõige levinum keemiline element maakoores (49%). Õhk sisaldab 21% gaasilist hapnikku. Hapnik on oluline osa orgaanilistest ühenditest, millel on elusorganismidele suur tähtsus.

Füüsikalised omadused: hapnik on värvitu gaas, maitsetu ja lõhnatu, vees vähe lahustuv (100 mahus vees - 3,1 mahuosa hapnikku). Hapnik on õhust veidi raskem (Mr (O2)=2x16=32, p õhk=29).

2. Katsed hapniku saamiseks.

Laboris saamine.

Esimest korda said hapnikku inglased 1774. aastal. teadlane Joseph Priestley. Elavhõbeoksiidi (II) kaltsineerimisel sai Priestley "õhku":

Teadlane otsustas uurida tekkiva gaasi mõju küünla leegile: selle gaasi mõjul muutus küünla leek pimestavalt heledaks ja tekkinud gaasi voolus põles raudtraat. Selle gaasiga anumasse pandud hiired hingasid kergesti, teadlane ise püüdis seda gaasi sisse hingata ja märkis, et seda oli lihtne hingata.

Kooli laboris saame selle gaasi vesinikperoksiidist. Hapniku füüsikaliste omaduste jälgimiseks kordame reegleid ohutustehnoloogia.

Panime vesinikperoksiidi lahusega katseklaasi veidi mangaan(IV)oksiidi MnO2, hapniku vabanemisega algab äge reaktsioon. Hapniku vabanemist kinnitame hõõguva kiluga (vilgub ja põleb). Reaktsiooni lõppedes settib mangaan(IV)oksiid põhja, seda saab uuesti kasutada. Järelikult kiirendab mangaan(IV)oksiid vesinikperoksiidi lagunemisreaktsiooni, kuid seda ise ei tarbita.

Definitsioon:

Katalüsaatoriteks nimetatakse aineid, mis kiirendavad keemilisi reaktsioone, kuid mida ise ei tarbita ega kuulu reaktsioonisaaduste hulka.

2Н2О2 MnO2 2Н2О+О2

Koolilaboris saadakse hapnikku muul viisil:

Kaaliumpermanganaadi kuumutamisel

2КМnO4=К2MnO4+MnO2+О2

Mangaan(IV)oksiid kiirendab veel üht hapniku tootmise reaktsiooni – lagunemisreaktsiooni kuumutamisel kaaliumkloraadi KClO3 (bertoletisool): 2KSlO3 MnO2 2KSl + 3O2

3. Töö õpikuga:

Meie. 75 loe katalüsaatorite kasutamise kohta tööstuses.

Joonisel fig. 25 ja fig. 26 näitab hapniku kogumise meetodeid. Millistel füüsikalistel omadustel on teile teada õhu väljatõrjumise meetodil põhinevad hapniku kogumise meetodid? (hapnik on õhust raskem: 32 29), veeväljasurve tõttu? (hapnik lahustub vees vähe). Kuidas õigesti kokku panna hapniku kogumise seade õhu väljatõrjumise meetodil? (Joonis 25) Vastus: hapniku kogumise toru tuleks asetada alt alla. Kuidas saab tuvastada või tõestada hapniku olemasolu anumas? (hõõguva killu sähvatusega).

Koos. 75 lugenud artiklit õpikust "saamine tööstuses". Millisel hapniku füüsikalisel omadusel see tootmismeetod põhineb? (vedelal hapnikul on kõrgem keemispunkt kui vedelal lämmastikus, seega lämmastik aurustub ja hapnik jääb alles).

II.Teadmiste ja oskuste kinnistamine.

Milliseid aineid nimetatakse katalüsaatoriteks?

Koos. 76 testi ülesannet.

Paaris töötama. Valige kaks õiget vastust:

Keemiline element hapnik:

1. värvitu gaas

2. on seerianumbriga 8 (+)

3. osa õhust

4. on osa veest (+)

5. õhust veidi raskem.

4. Lihtaine hapnik:

1. mille aatommass on 16

2. on osa veest

3. toetab hingamist ja põletust (+)

4. tekkinud vesinikperoksiidi (+) lagunemisel.

5. Täitke tabel:

Hapniku üldised omadused
Looduses olemine
Kviitung a) laboris b) tööstuses
Füüsikalised omadused

Arvutage keemilise elemendi hapniku massiosa vääveloksiidis (VI). SO3

W= (nxAr): Mr x 100%

W (O) \u003d (3x16): 80x100% \u003d 60%

Kuidas ära tunda, milline kolb sisaldab süsihappegaasi ja hapnikku? (hõõguva kilu abil: hapnikus süttib eredalt, süsihappegaas kustub).

Neli elementi - "kalkogeen" (st "vase sünnitamine") juhivad perioodilise süsteemi VI rühma (uue klassifikatsiooni järgi - 16. rühm) peamist alarühma. Lisaks väävlile, telluurile ja seleenile sisaldavad need ka hapnikku. Vaatame lähemalt selle Maal levinuima elemendi omadusi, samuti hapniku kasutamist ja tootmist.

Elementide arvukus

Seotud kujul sisaldub hapnik vee keemilises koostises - selle protsent on umbes 89%, samuti kõigi elusolendite - taimede ja loomade - rakkude koostises.

Õhus on hapnik vabas olekus O2 kujul, mis moodustab viiendiku selle koostisest, ja osooni kujul - O3.

Füüsikalised omadused

Hapnik O2 on värvitu, maitsetu ja lõhnatu gaas. See on vees vähe lahustuv. Keemistemperatuur on 183 kraadi alla nulli Celsiuse järgi. Vedelal kujul on hapnik sinist värvi ja tahkel kujul moodustab see siniseid kristalle. Hapnikukristallide sulamistemperatuur on 218,7 kraadi alla nulli Celsiuse järgi.

Keemilised omadused

Kuumutamisel reageerib see element paljude lihtsate ainetega, nii metallide kui ka mittemetallidega, moodustades samal ajal nn oksiide - elementide ühendeid hapnikuga. kus elemendid sisenevad hapnikuga, nimetatakse oksüdatsiooniks.

Näiteks,

4Na + O2= 2Na2O

2. Vesinikperoksiidi lagunemise kaudu, kui seda kuumutatakse mangaanoksiidi juuresolekul, mis toimib katalüsaatorina.

3. Kaaliumpermanganaadi lagunemise kaudu.

Hapniku tootmine tööstuses toimub järgmistel viisidel:

1. Tehnilistel eesmärkidel saadakse hapnikku õhust, milles selle tavapärane sisaldus on umbes 20%, s.o. viies osa. Selleks põletatakse õhk esmalt, saades segu, mille vedela hapniku sisaldus on umbes 54%, vedelat lämmastikku - 44% ja vedelat argooni - 2%. Seejärel eraldatakse need gaasid destilleerimisprotsessiga, kasutades suhteliselt väikest intervalli vedela hapniku ja vedela lämmastiku keemispunktide vahel – vastavalt miinus 183 ja miinus 198,5 kraadi. Selgub, et lämmastik aurustub enne hapnikku.

Kaasaegsed seadmed tagavad igasuguse puhtusastmega hapniku tootmise. Lämmastikku, mida saadakse vedela õhu eraldamisel, kasutatakse selle derivaatide sünteesil toorainena.

2. annab ka väga puhtal määral hapnikku. See meetod on laialt levinud rikaste loodusvarade ja odava elektriga riikides.

Hapniku rakendamine

Hapnik on kogu meie planeedi elus kõige olulisem element. Seda atmosfääris sisalduvat gaasi tarbivad selle käigus loomad ja inimesed.

Hapniku saamine on väga oluline sellistes inimtegevuse valdkondades nagu meditsiin, metallide keevitamine ja lõikamine, lõhkamine, lennundus (hingavate inimeste ja mootorite tööks), metallurgia.

Inimtegevuse käigus kulub hapnikku suurtes kogustes - näiteks erinevat tüüpi kütuste põletamisel: maagaas, metaan, kivisüsi, puit. Kõigis neis protsessides see moodustub.Samas on loodus ette näinud selle ühendi loomuliku seondumise protsessi fotosünteesi teel, mis toimub rohelistes taimedes päikesevalguse mõjul. Selle protsessi tulemusena moodustub glükoos, mida taim seejärel kasutab oma kudede ehitamiseks.

Artikli sisu

HAPNIKK, O (oksügeenium), elementide perioodilise tabeli VIA alarühma keemiline element: O, S, Se, Te, Po, kuulub kalkogeenide perekonda. See on looduses levinuim element, mille sisaldus Maa atmosfääris on 21% (maht), maakoores ühenditena u. 50% (massi järgi) ja hüdrosfääris 88,8% (massi järgi).

Hapnik on eluks maa peal hädavajalik: loomad ja taimed tarbivad hapnikku hingamise kaudu ning taimed vabastavad hapnikku fotosünteesi teel. Elusaine sisaldab seotud hapnikku mitte ainult kehavedelikes (vererakud jne), vaid ka süsivesikutes (suhkur, tselluloos, tärklis, glükogeen), rasvades ja valkudes. Savid, kivimid koosnevad silikaatidest ja muudest hapnikku sisaldavatest anorgaanilistest ühenditest, nagu oksiidid, hüdroksiidid, karbonaadid, sulfaadid ja nitraadid.

Ajalooline viide.

Esimesed andmed hapniku kohta said Euroopas teatavaks 8. sajandi Hiina käsikirjadest. 16. sajandi alguses Leonardo da Vinci avaldas hapniku keemiaga seotud andmed, teadmata veel, et hapnik on element. Hapniku liitumisreaktsioone on kirjeldatud S. Galesi (1731) ja P. Bayeni (1774) teaduslikes töödes. Erilist tähelepanu väärivad K. Scheele'i uurimused aastatel 1771–1773 metallide ja fosfori vastasmõjust hapnikuga. J. Priestley teatas hapniku kui elemendi avastamisest 1774. aastal, paar kuud pärast seda, kui Bayen teatas reaktsioonidest õhuga. Nimi oxynium ("hapnik") anti sellele elemendile vahetult pärast Priestley avastamist ja see on tuletatud kreekakeelsetest sõnadest "hapet tekitav"; selle põhjuseks on väärarusaam, et hapnik on kõigis hapetes. Hapniku rolli seletus hingamis- ja põlemisprotsessides kuulub aga A. Lavoisier’le (1777).

Aatomi struktuur.

Iga looduslik hapnikuaatom sisaldab tuumas 8 prootonit, kuid neutronite arv võib olla 8, 9 või 10. Kõige tavalisem kolmest hapniku isotoobist (99,76%) on 16 8 O (8 prootonit ja 8 neutronit). Teise isotoobi, 18 8 O (8 prootonit ja 10 neutronit) sisaldus on vaid 0,2%. Seda isotoopi kasutatakse märgisena või teatud molekulide tuvastamiseks, samuti biokeemilisteks ja meditsiinilis-keemilisteks uuringuteks (mitteradioaktiivsete jälgede uurimise meetod). Kolmas mitteradioaktiivne hapniku isotoop 17 8 O (0,04%) sisaldab 9 neutronit ja selle massiarv on 17. Pärast seda, kui Rahvusvaheline Komisjon võttis 1961. aastal standardse aatommassina vastu süsiniku isotoobi 12 6 C massi. hapniku kaalutud keskmine aatommass sai 15 9994. Kuni 1961. aastani pidasid keemikud aatommassi standardühikuks hapniku aatommassi, milleks kolme loodusliku hapniku isotoobi segu puhul eeldati 16 000. Füüsikud võtsid aatommassi standardühikuks hapniku isotoobi 16 8 O massiarvu, seetõttu oli füüsikalise skaala järgi hapniku keskmine aatommass 16,0044.

Hapnikuaatomis on 8 elektroni, millest 2 elektroni sisemisel ja 6 elektroni välistasandil. Seetõttu võib hapnik keemilistes reaktsioonides doonoritelt vastu võtta kuni kaks elektroni, täiendades oma väliskest kuni 8 elektronini ja moodustades liigse negatiivse laengu.

Molekulaarne hapnik.

Nagu enamik teisi elemente, mille aatomitel puudub 1–2 elektroni, et täita 8 elektronist koosnevat väliskest, moodustab hapnik kaheaatomilise molekuli. Selle protsessi käigus vabaneb palju energiat (~490 kJ/mol) ja vastavalt sellele tuleb sama palju energiat kulutada ka molekulide aatomiteks dissotsiatsiooni pöördprotsessiks. O-O sideme tugevus on nii suur, et 2300°C juures dissotsieerub aatomiteks vaid 1% hapniku molekulidest. (Märkimisväärne on see, et lämmastikumolekuli N 2 moodustumisel on N-N sideme tugevus veelgi suurem, ~710 kJ/mol.)

Elektrooniline struktuur.

Hapnikumolekuli elektroonilises struktuuris, nagu arvata võib, ei realiseeru elektronide jaotus okteti kaupa iga aatomi ümber, kuid seal on paardumata elektronid ja hapnikul on sellisele struktuurile omased omadused (näiteks interakteerub magnetväli, olles paramagnet).

Reaktsioonid.

Sobivates tingimustes reageerib molekulaarne hapnik peaaegu kõigi elementidega, välja arvatud väärisgaasid. Toatingimustes reageerivad hapnikuga aga üsna kiiresti vaid kõige aktiivsemad elemendid. Tõenäoliselt kulgeb enamik reaktsioone alles pärast hapniku dissotsieerumist aatomiteks ja dissotsiatsioon toimub ainult väga kõrgetel temperatuuridel. Katalüsaatorid või muud ained reageerivas süsteemis võivad aga soodustada O 2 dissotsiatsiooni. On teada, et leelismetallid (Li, Na, K) ja leelismuldmetallid (Ca, Sr, Ba) reageerivad molekulaarse hapnikuga, moodustades peroksiide:

Kviitung ja avaldus.

Tänu vaba hapniku olemasolule atmosfääris on kõige tõhusam selle eraldamise meetod õhu vedeldamine, millest eemaldatakse lisandid, CO 2, tolm jne. keemilised ja füüsikalised meetodid. Tsükliline protsess hõlmab kokkusurumist, jahutamist ja paisumist, mis viib õhu veeldamiseni. Aeglase temperatuuri tõusuga (fraktsionaalne destilleerimine) aurustub vedel õhk esmalt väärisgaasid (kõige raskemini veeldatavad), seejärel lämmastik ja alles jääb vedel hapnik. Selle tulemusena sisaldab vedel hapnik väärisgaaside jälgi ja suhteliselt palju lämmastikku. Paljude rakenduste puhul need lisandid ei sega. Kõrge puhtusastmega hapniku saamiseks tuleb destilleerimisprotsessi siiski korrata. Hapnikku hoitakse paakides ja silindrites. Seda kasutatakse suurtes kogustes petrooleumi ja muude kütuste oksüdeerijana rakettides ja kosmoselaevades. Terasetööstus kasutab hapnikku raua puhumiseks läbi Bessemeri protsessi, et eemaldada C-, S- ja P-lisandid kiiresti ja tõhusalt. Hapnikpuhastus toodab terast kiiremini ja paremini kui õhkpuhastus. Hapnikku kasutatakse ka metallide keevitamiseks ja lõikamiseks (oksüatsetüleeni leek). Hapnikku kasutatakse ka meditsiinis, näiteks hingamisraskustega patsientide hingamiskeskkonna rikastamiseks. Hapnikku on võimalik saada erinevate keemiliste meetoditega ning mõnda neist kasutatakse laboripraktikas väikese koguse puhta hapniku saamiseks.

Elektrolüüs.

Üks hapniku saamise meetodeid on vee elektrolüüs, mis sisaldab katalüsaatorina väikeseid NaOH või H 2 SO 4 lisandeid: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. Sel juhul moodustuvad väikesed vesiniku lisandid. Tühjendusseadme abil muudetakse gaasisegus olevad vesiniku jäljed taas veeks, mille aurud eemaldatakse külmutamise või adsorptsiooni teel.

Termiline dissotsiatsioon.

J. Priestley poolt välja pakutud oluliseks laboratoorseks meetodiks hapniku saamiseks on raskmetallide oksiidide termiline lagundamine: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Selleks fokuseeris Priestley päikesekiired elavhõbedaoksiidi pulbrile. Tuntud laborimeetod on ka oksosoolade, näiteks kaaliumkloraadi termiline dissotsiatsioon katalüsaatori - mangaandioksiidi - juuresolekul:

Enne kaltsineerimist väikestes kogustes lisatud mangaandioksiid võimaldab hoida vajalikku temperatuuri ja dissotsiatsioonikiirust ning MnO 2 ise protsessi käigus ei muutu.

Kasutatakse ka nitraatide termilise lagundamise meetodeid:

samuti mõnede aktiivsete metallide peroksiidid, näiteks:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Viimast meetodit kasutati omal ajal laialdaselt hapniku eraldamiseks atmosfäärist ja see seisnes BaO kuumutamises õhus kuni BaO 2 moodustumiseni, millele järgnes peroksiidi termiline lagunemine. Termilise lagundamise meetod säilitab oma tähtsuse vesinikperoksiidi tootmisel.

MÕNED HAPNIKU FÜÜSIKALISED OMADUSED
aatomnumber	8
Aatommass	15,9994
Sulamistemperatuur, °С	–218,4
Keemistemperatuur, °С	–183,0
Tihedus
tahke aine, g / cm3 (at t pl)	1,27
vedelik g / cm 3 (at t kip)	1,14
gaasiline, g/dm 3 (temperatuuril 0 °C)	1,429
õhu suhtes	1,105
kriitiline a, g / cm3	0,430
Kriitiline temperatuur a, °C	–118,8
Kriitiline rõhk a, atm	49,7
Lahustuvus, cm 3 /100 ml lahustit
vees (0°C)	4,89
vees (100°C)	1,7
alkoholis (25°C)	2,78
Raadius, Å	0,74
kovalentne	0,66
ioonsed (O2-)	1,40
Ionisatsioonipotentsiaal, V
esiteks	13,614
teiseks	35,146
Elektronegatiivsus (F=4)	3,5
a Temperatuur ja rõhk, mille juures gaasi ja vedeliku tihedus on sama.

füüsikalised omadused.

Hapnik on tavatingimustes värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas. Vedel hapnik on helesinise värvusega. Tahke hapnik eksisteerib vähemalt kolmes kristallilises modifikatsioonis. Gaasiline hapnik lahustub vees ja moodustab tõenäoliselt ebastabiilseid ühendeid, nagu O 2 H 2 O ja võib-olla ka O 2 H 2 H 2 O.

Keemilised omadused.

Nagu juba mainitud, määrab hapniku keemilise aktiivsuse selle võime dissotsieeruda O-aatomiteks, mis on väga reaktiivsed. Ainult kõige aktiivsemad metallid ja mineraalid reageerivad madalatel temperatuuridel O 2-ga suure kiirusega. Kõige aktiivsemad leelised (IA alarühmad) ja mõned leelismuldmetallid (IIA alarühmad) moodustavad O 2 -ga peroksiide, nagu NaO 2 ja BaO 2. Teised elemendid ja ühendid reageerivad ainult dissotsiatsiooniproduktiga O 2 . Sobivates tingimustes reageerivad hapnikuga kõik elemendid, välja arvatud väärisgaasid ja metallid Pt, Ag, Au. Need metallid moodustavad ka oksiide, kuid eritingimustel.

Hapniku elektrooniline struktuur (1s 2 2s 2 2p 4) on selline, et O-aatom võtab kaks elektroni välistasandile vastu, moodustades stabiilse välise elektronkihi, moodustades O 2– iooni. Leelismetallide oksiidides tekivad valdavalt ioonsed sidemed. Võib eeldada, et nende metallide elektronid on peaaegu täielikult tõmmatud hapniku poole. Vähemaktiivsete metallide ja mittemetallide oksiidides on elektronide üleminek mittetäielik ja hapniku negatiivse laengu tihedus on vähem väljendunud, mistõttu side on vähem ioonne või kovalentne.

Metallide oksüdeerimisel hapnikuga eraldub soojust, mille suurus korreleerub M–O sideme tugevusega. Mõnede mittemetallide oksüdeerumisel neeldub soojust, mis viitab nende nõrgemale sidemele hapnikuga. Sellised oksiidid on termiliselt ebastabiilsed (või vähem stabiilsed kui ioonseotud oksiidid) ja sageli väga reaktsioonivõimelised. Tabelis on võrdluseks toodud kõige tüüpilisemate metallide, siirdemetallide ja mittemetallide, A- ja B-alarühma elementide oksiidide moodustumise entalpia väärtused (miinusmärk tähendab soojuse eraldumist).

Oksiidide omaduste kohta saab teha mitmeid üldisi järeldusi:

1. Leelismetallide oksiidide sulamistemperatuurid langevad metalli aatomiraadiuse suurenedes; Niisiis, t pl (Cs2O) tpl (Na2O). Ioonse sidemega oksiididel on kõrgem sulamistemperatuur kui kovalentsete oksiidide sulamistemperatuuridel: t pl (Na2O)> t pl (SO 2).

2. Reaktiivsete metallide oksiidid (alarühmad IA–IIIA) on termiliselt stabiilsemad kui siirdemetallide ja mittemetallide oksiidid. Raskmetallide oksiidid kõrgeimas oksüdatsiooniastmes termilise dissotsiatsiooni käigus moodustavad madalama oksüdatsiooniastmega oksiide (näiteks 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Sellised kõrge oksüdatsiooniastmega oksiidid võivad olla head oksüdeerijad.

3. Kõige aktiivsemad metallid interakteeruvad kõrgel temperatuuril molekulaarse hapnikuga, moodustades peroksiide:

Sr + O 2 ® SrO 2.

4. Aktiivsete metallide oksiidid moodustavad värvituid lahuseid, enamiku siirdemetallide oksiidid on aga värvilised ja praktiliselt lahustumatud. Metalloksiidide vesilahustel on aluselised omadused ja need on OH-rühmi sisaldavad hüdroksiidid, vesilahustes olevad mittemetallioksiidid aga moodustavad H + iooni sisaldavaid happeid.

5. A-alarühmade metallid ja mittemetallid moodustavad rühma numbrile vastava oksüdatsiooniastmega oksiide, näiteks Na, Be ja B moodustavad Na 1 2 O, Be II O ja B 2 III O 3 ning mitte- alarühmade C, N, S, Cl metallid IVA-VIIA moodustavad C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Elemendi rühmaarv korreleerub ainult maksimaalse oksüdatsiooniastmega, kuna võimalikud on ka elementide madalama oksüdatsiooniastmega oksiidid. Ühendite põlemisprotsessides on oksiidid tüüpilised tooted, näiteks:

2H2S + 3O2® 2SO2 + 2H2O

Süsinikku sisaldavad ained ja süsivesinikud oksüdeeruvad (põlevad) vähesel kuumutamisel CO 2 ja H 2 O. Sellised ained on näiteks kütused - puit, õli, alkoholid (samuti süsinik - kivisüsi, koks ja puusüsi). Põlemisprotsessis tekkivat soojust kasutatakse auru tootmiseks (ja seejärel elektrienergia tootmiseks või elektrijaamadesse), samuti majade kütmiseks. Põlemisprotsesside tüüpilised võrrandid on järgmised:

a) puit (tselluloos):

(C6H10O5) n + 6n O2® 6 n CO2+5 n H 2 O + soojusenergia

b) nafta või gaas (bensiin C 8 H 18 või maagaas CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + soojusenergia

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + soojusenergia

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + soojusenergia

d) süsinik (kivi või puusüsi, koks):

2C + O 2 ® 2CO + soojusenergia

2CO + O 2 ® 2CO 2 + soojusenergia

Põlemisele alluvad ka mitmed suure energiavaruga C-, H-, N-, O-sisaldavad ühendid. Oksüdeerimiseks saab hapnikku kasutada mitte ainult atmosfäärist (nagu eelmistes reaktsioonides), vaid ka ainest endast. Reaktsiooni käivitamiseks piisab reaktsiooni kergest aktiveerimisest, näiteks löögist või raputamisest. Nendes reaktsioonides on oksiidid ka põlemisproduktid, kuid need on kõik gaasilised ja paisuvad protsessi kõrgel lõpptemperatuuril kiiresti. Seetõttu on sellised ained plahvatusohtlikud. Lõhkeainete näideteks on trinitroglütseriin (või nitroglütseriin) C 3 H 5 (NO 3) 3 ja trinitrotolueen (või TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Elemendi madalama oksüdatsiooniastmega metallide või mittemetallide oksiidid reageerivad hapnikuga, moodustades selle elemendi kõrge oksüdatsiooniastmega oksiidid:

Maakidest saadud või sünteesitud looduslikud oksiidid on toorainena paljude oluliste metallide tootmisel, näiteks raua Fe 2 O 3 (hematiit) ja Fe 3 O 4 (magnetiit), alumiiniumi Al 2 O 3 (alumiiniumoksiid) tootmisel. ), magneesium MgO-st (magneesium). Kergmetallide oksiide kasutatakse keemiatööstuses leeliste või aluste tootmiseks. Kaaliumperoksiid KO 2 leiab ebaharilikku kasutust, kuna niiskuse juuresolekul ja sellega reageerides eraldab see hapnikku. Seetõttu kasutatakse KO 2 respiraatorites hapniku tootmiseks. Väljahingatava õhu niiskus vabastab respiraatoris hapnikku ja KOH neelab CO 2 . CaO oksiidi ja kaltsiumhüdroksiidi Ca(OH) 2 tootmine on keraamika ja tsemendi tehnoloogias suur tootmine.

Vesi (vesinikoksiid).

Vee H 2 O tähtsus nii laboripraktikas keemilistes reaktsioonides kui ka eluprotsessides nõuab selle aine erilist tähelepanu VESI, JÄÄ JA AUR) . Nagu juba mainitud, toimub hapniku ja vesiniku otseses interaktsioonis näiteks sädelahenduse tingimustes plahvatus ja vee moodustumine, mille eraldumine on 143 kJ/(mol H 2 O).

Veemolekul on peaaegu tetraeedrilise struktuuriga, H–O–H nurk on 104° 30°. Molekulis olevad sidemed on osaliselt ioonsed (30%) ja osaliselt kovalentsed, hapniku negatiivse laengu ja vastavalt vesiniku positiivse laengu tihedusega:

H-O sidemete suure tugevuse tõttu ei eraldu vesinik hapnikust peaaegu üldse ja vee happelised omadused on väga nõrgad. Paljud vee omadused on määratud laengute jaotusega. Näiteks moodustab veemolekul metalliiooniga hüdraadi:

Vesi annab aktseptorile ühe elektronipaari, milleks võib olla H +:

Oksoanioonid ja oksokatsioonid

- hapnikku sisaldavad osakesed, millel on jääknegatiivne (oksoanioonid) või jääkpositiivne (oksokatsioonid) laeng. O 2– ioonil on kõrge afiinsus (kõrge reaktsioonivõime) positiivselt laetud H + tüüpi osakeste suhtes. Stabiilsete oksoanioonide lihtsaim esindaja on hüdroksiidioon OH-. See seletab suure laengutihedusega aatomite ebastabiilsust ja nende osalist stabiliseerumist positiivse laenguga osakese kinnitumise tulemusena. Seega, kui aktiivne metall (või selle oksiid) mõjutab vett, moodustub OH, mitte O 2–:

2Na + 2H 2O ® 2Na + + 2OH - + H2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH -

Keerulisemad oksoanioonid moodustuvad hapnikust metalliiooni või suure positiivse laenguga mittemetalliosakesega, mille tulemuseks on madala laenguga osake, mis on stabiilsem, näiteks:

°C tekib tumelilla tahke aine. Vedel osoon lahustub vedelas hapnikus vähesel määral ja 49 cm 3 O 3 lahustub 0 ° C juures 100 g vees. Keemiliste omaduste poolest on osoon palju aktiivsem kui hapnik ning oksüdeerivate omaduste poolest on see O, F 2 ja OF 2 (hapnikdifluoriid) järel teisel kohal. Tavalisel oksüdatsioonil tekib oksiid ja molekulaarne hapnik O 2 . Osooni toimel aktiivsetele metallidele eritingimustes tekivad osoniidid koostisega K + O 3 -. Osooni saadakse tööstuses eriotstarbel, see on hea desinfitseerimisvahend ning seda kasutatakse vee puhastamiseks ja valgendajana, see parandab suletud süsteemides atmosfääri seisundit, desinfitseerib esemeid ja toiduaineid, kiirendab terade ja puuviljade valmimist. Keemialaboris kasutatakse osooni tootmiseks sageli osonaatorit, mida on vaja mõnede keemilise analüüsi ja sünteesi meetodite jaoks. Kumm hävib kergesti isegi madala osoonikontsentratsiooni mõjul. Mõnes tööstuslinnas põhjustab osooni märkimisväärne kontsentratsioon õhus kummitoodete kiiret riknemist, kui need ei ole antioksüdantidega kaitstud. Osoon on väga mürgine. Pidev õhu sissehingamine isegi väga madala osoonikontsentratsiooni korral põhjustab peavalu, iiveldust ja muid ebameeldivaid seisundeid.

Hapnik on keemiline element, mille omadusi käsitletakse järgmistes lõikudes. Pöördugem D.I keemiliste elementide perioodilise süsteemi juurde. Mendelejev. Element hapnik asub 2. perioodis, VI rühmas, peamises alarühmas.

Samuti öeldakse, et hapniku suhteline aatommass on 16.

Hapniku seerianumbri järgi perioodilises süsteemis saab hõlpsasti määrata selle aatomis sisalduvate elektronide arvu, hapnikuaatomi tuumalaengu ja prootonite arvu.

Enamiku ühendite hapniku valents on II. Hapnikuaatom võib ühendada kaks elektroni ja muutuda iooniks: O0 + 2ē = O−2.

Väärib märkimist, et hapnik on meie planeedi kõige levinum element. Hapnik on osa veest. Mere- ja mageveekogud sisaldavad 89 massiprotsenti hapnikku. Hapnikku leidub paljudes mineraalides ja kivimites. Hapniku massiosa maakoores on umbes 47%. Õhk sisaldab umbes 23 massiprotsenti hapnikku.

Hapniku füüsikalised omadused

Kui kaks hapnikuaatomit interakteeruvad, moodustub lihtsa hapnikuaine O2 stabiilne molekul. Seda lihtsat ainet, nagu elementi, nimetatakse hapnikuks. Ärge ajage hapnikku kui elementi ja hapnikku kui lihtsat ainet segamini!

Hapniku füüsikalised omadused See on värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas. Vees praktiliselt lahustumatu (toatemperatuuril ja normaalsel atmosfäärirõhul on hapniku lahustuvus umbes 8 mg liitri vee kohta).

Hapnik on vees lahustuv - 31 ml hapnikku (0,004 massiprotsenti) lahustub 1 liitris vees temperatuuril 20 ° C. Sellest kogusest piisab aga veekogudes elavate kalade hingamiseks. Gaasiline hapnik on õhust veidi raskem: 1 liiter õhku 0°C ja normaalrõhu juures kaalub 1,29 g ja 1 liiter hapnikku 1,43 g.

Tugevalt jahutatuna on hapnikul huvitavad omadused. Niisiis, temperatuuril -183°С hapnik kondenseerub selgeks liikuvaks kahvatusiniseks vedelikuks.

Kui vedelat hapnikku jahutada veelgi, siis temperatuuril -218°С hapnik "külmub" siniste kristallide kujul. Kui temperatuuri järk-järgult tõsta, siis -218°С, tahke hapnik hakkab sulama ja millal -183°С- keeda. Seetõttu on keemis- ja kondenseerumispunktid, samuti ainete külmumis- ja sulamistemperatuurid samad.

Dewari laevu kasutatakse vedela hapniku hoidmiseks ja transportimiseks.. Vedelike ladustamiseks ja transportimiseks kasutatakse Dewari anumaid, mille temperatuur peab püsima pikka aega konstantsena. Dewari laev kannab selle leiutaja, Šoti füüsiku ja keemiku James Dewari nime.

Lihtsaim Dewari anum on majapidamistermos. Anuma seade on üsna lihtne: see on suurde kolbi pandud kolb. Kolbide vahelisest suletud ruumist eemaldatakse õhk. Õhu puudumise tõttu kolbide seinte vahel ei jahtu ega kuumene sisekolbi valatud vedelik pikka aega.

Hapnik on paramagnetiline aine, st vedelas ja tahkes olekus tõmbab seda magnet.

Looduses on veel üks lihtne aine, mis koosneb hapnikuaatomitest. See on osoon. Osooni keemiline valem on O3. Osoon, nagu hapnik, on tavatingimustes gaas. Osoon tekib atmosfääris pikselahenduse käigus. Iseloomulik värskuse lõhn pärast äikest on osooni lõhn.

Kui osooni saadakse laboris ja kogutakse sellest märkimisväärne kogus, siis suurtes kontsentratsioonides on osoonil terav ebameeldiv lõhn. Osooni saadakse laboris spetsiaalsetes seadmetes - osonaatorid. Osonisaator- klaastoru, millesse juhitakse hapnikuvool ja tekib elektrilahendus. Elektrilahendus muudab hapniku osooniks:

Erinevalt värvitust hapnikust on osoon sinine gaas. Osooni lahustuvus vees on umbes 0,5 liitrit gaasi 1 liitri vee kohta, mis on palju suurem kui hapniku oma. Arvestades seda omadust, kasutatakse osooni joogivee desinfitseerimiseks, kuna sellel on patogeenidele kahjulik mõju.

Madalatel temperatuuridel käitub osoon sarnaselt hapnikuga. Temperatuuril -112°C kondenseerub see violetseks vedelikuks ja temperatuuril -197°C kristalliseerub tumelillade, peaaegu mustade kristallidena.

Seega võime järeldada, et sama keemilise elemendi aatomid võivad moodustada erinevaid lihtaineid.

Keemilise elemendi olemasolu mitme lihtaine kujul nimetatakse nähtuseks allotroopia.

Nimetatakse sama elemendi poolt moodustatud lihtaineid allotroopsed modifikatsioonid

Tähendab, hapnik ja osoon on keemilise elemendi hapniku allotroopsed modifikatsioonid. On tõendeid, et ülimadalatel temperatuuridel, vedelas või tahkes olekus, võib hapnik eksisteerida O4 ja O8 molekulide kujul.

Hapniku tsükkel looduses

Hapniku hulk atmosfääris on konstantne. Järelikult täiendatakse kulutatud hapnikku pidevalt uuega.

Olulisemad hapnikuallikad looduses on süsihappegaas ja vesi. Hapnik siseneb atmosfääri peamiselt taimedes toimuva fotosünteesi protsessi tulemusena vastavalt reaktsiooniskeemile:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Hapnik võib tekkida ka Maa atmosfääri ülemistes kihtides: päikesekiirguse mõjul laguneb veeaur osaliselt hapnikuks.

Hapnik kulub hingamisel, kütuse põlemisel, elusorganismides erinevate ainete oksüdeerumisel ja looduses leiduvate anorgaaniliste ainete oksüdeerumisel. Tehnoloogilistes protsessides, nagu näiteks terase sulatamine, kulub suur hulk hapnikku.

Hapnikutsüklit looduses saab kujutada diagrammina:

• Hapnik- VI rühma, peamise alarühma, D.I perioodilise süsteemi 2 perioodi element. Mendelejev
• Element hapnik moodustab looduses kaks allotroopset modifikatsiooni: hapnik O2 ja osoon O3
• Keemilise elemendi olemasolu mitme lihtsa aine kujul nimetatakse allotroopiaks
• Lihtaineid nimetatakse allotroopseteks modifikatsioonideks
• Hapnikul ja osoonil on erinevad füüsikalised omadused
• Hapnik- värvitu gaas, lõhnatu, maitsetu, vees praktiliselt lahustumatu, temperatuuril -183 ° C kondenseerub kahvatusiniseks vedelikuks. -218°C juures kristalliseerub siniste kristallidena
• Osoon- terava lõhnaga sinine gaas. Lahustame hästi vees. -112°С juures kondenseerub see violetseks vedelikuks, kristalliseerub -197°С juures tumevioletsete, peaaegu mustade kristallidena
• Vedelat hapnikku, osooni ja muid gaase hoitakse Dewari kolbides

Hapnik moodustubperoksiidid oksüdatsiooniastmega –1.
- Näiteks peroksiide saadakse leelismetallide põletamisel hapnikus:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

- Mõned oksiidid neelavad hapnikku:
2BaO + O 2 → 2BaO 2

- Vastavalt A. N. Bachi ja K. O. Engleri poolt välja töötatud põlemispõhimõtetele toimub oksüdatsioon kahes etapis koos vahepealse peroksiidühendi moodustumisega. Seda vaheühendit saab eraldada näiteks siis, kui põleva vesiniku leeki jahutatakse jääga, koos veega moodustub vesinikperoksiid:
H 2 + O 2 → H 2 O 2

Superoksiidid nende oksüdatsiooniaste on −1/2, st üks elektron kahe hapnikuaatomi kohta (O 2 - ioon). Saadakse peroksiidide interaktsioonil hapnikuga kõrgendatud rõhul ja temperatuuril:
Na 2 O 2 + O 2 → 2 NaO 2

Osoniidid sisaldavad O 3 iooni – oksüdatsiooniastmega –1/3. Saadakse osooni toimel leelismetallide hüdroksiididele:
KOH (tv.) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

Ja tema dioksügenüül O 2 + oksüdatsiooniaste on +1/2. Saate reaktsiooni järgi:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Hapnikfluoriidid
hapniku difluoriid, OF 2 oksüdatsiooniaste +2, saadakse fluori juhtimisel läbi leeliselahuse:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

Hapniku monofluoriid (Dioksüdifluoriid), O 2 F 2, ebastabiilne, oksüdatsiooniaste +1. Saadakse fluori ja hapniku segust hõõglahenduses temperatuuril -196 ° C.

Hõõglahenduse juhtimisel läbi fluori ja hapniku segu teatud rõhul ja temperatuuril saadakse kõrgemate hapnikufluoriidide O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 ja O 6 F 2 segud.
Hapnik toetab hingamis-, põlemis- ja lagunemisprotsesse. Vabal kujul eksisteerib element kahe allotroopse modifikatsioonina: O 2 ja O 3 (osoon).

Hapniku rakendamine

Hapniku laialdane tööstuslik kasutamine algas 20. sajandi keskel pärast turboekspanderite - vedela õhu veeldamise ja eraldamise seadmete - leiutamist.

Metallurgias

Terase tootmise konvertermeetod on seotud hapniku kasutamisega.

Metallide keevitamine ja lõikamine

Silindrites olevat hapnikku kasutatakse laialdaselt metallide leeklõikamiseks ja keevitamiseks.

Raketikütus

Raketikütuse oksüdeeriva ainena kasutatakse vedelat hapnikku, vesinikperoksiidi, lämmastikhapet ja teisi hapnikurikkaid ühendeid. Vedela hapniku ja vedela osooni segu on üks võimsamaid raketikütuse oksüdeerivaid aineid (vesinik-osooni segu eriimpulss ületab vesinik-fluori ja vesinik-hapnikfluoriidi paari eriimpulsi).

Meditsiinis

Hapnikku kasutatakse hingamisteede gaasisegude rikastamiseks hingamispuudulikkuse korral, astma raviks, hapnikukokteilide, hapnikupatjade jms kujul.

Toiduainetööstuses

Toiduainetööstuses on hapnik registreeritud toidu lisaainena. E948, raketikütuse ja pakendatava gaasina.

Hapniku bioloogiline roll

Elusolendid hingavad õhus olevat hapnikku. Hapnikku kasutatakse laialdaselt meditsiinis. Südame-veresoonkonna haiguste korral viiakse metaboolsete protsesside parandamiseks makku hapnikuvahtu (“hapnikukokteil”). Subkutaanset hapniku manustamist kasutatakse troofiliste haavandite, elevandiaasi, gangreeni ja muude tõsiste haiguste korral. Kunstlikku rikastamist osooniga kasutatakse õhu desinfitseerimiseks ja desodoreerimiseks ning joogivee puhastamiseks. Hapniku radioaktiivset isotoopi 15 O kasutatakse verevoolu kiiruse, kopsuventilatsiooni uurimiseks.

Mürgised hapniku derivaadid

Mõned hapniku derivaadid (nn reaktiivsed hapniku liigid), nagu singletthapnik, vesinikperoksiid, superoksiid, osoon ja hüdroksüülradikaal, on väga mürgised tooted. Need moodustuvad hapniku aktiveerimise või osalise redutseerimise protsessis. Superoksiid (superoksiidradikaal), vesinikperoksiid ja hüdroksüülradikaal võivad tekkida inimese ja looma keha rakkudes ja kudedes ning põhjustada oksüdatiivset stressi.

Hapniku isotoobid

Hapnikul on kolm stabiilset isotoopi: 16 O, 17 O ja 18 O, mille keskmine sisaldus on vastavalt 99,759%, 0,037% ja 0,204% hapnikuaatomite koguarvust Maal. Neist kergeima, 16 O terav ülekaal isotoopide segus on tingitud sellest, et 16 O aatomi tuum koosneb 8 prootonist ja 8 neutronist. Ja sellistel tuumadel, nagu tuleneb aatomituuma struktuuri teooriast, on eriline stabiilsus.

Seal on radioaktiivsed isotoobid 11 O, 13 O, 14 O (poolväärtusaeg 74 sek), 15 O (T 1/2 = 2,1 min), 19 O (T 1/2 = 29,4 sek), 20 O (vaidlusalune poolväärtusaeg). eluea andmed 10 minutist 150 aastani).

Lisainformatsioon

Hapnikuühendid
Vedel hapnik
Osoon

Hapnik, hapnik, O(8)
Hapniku (Oxygen, French Oxygene, Saksa Sauerstoff) avastamine tähistas keemia arengu uusaja algust. Juba iidsetest aegadest on teada, et põlemiseks on vaja õhku, kuid paljudeks sajanditeks jäi põlemisprotsess arusaamatuks. Alles XVII sajandil. Mayow ja Boyle väljendasid teineteisest sõltumatult mõtet, et õhk sisaldab mingit ainet, mis toetab põlemist, kuid seda täiesti ratsionaalset hüpoteesi tol ajal ei välja töötatud, kuna põlemise kontseptsioon kui protsess, mis ühendab põleva keha teatud kindlaga. Õhu koostisosa näis olevat vastuolus sellise ilmse teoga nagu asjaolu, et põlemisel toimub põleva keha lagunemine elementaarseteks komponentideks. Just sellel alusel XVII sajandi vahetusel. tekkis Becheri ja Stahli loodud flogistoni teooria. Seoses keemia-analüütilise perioodi algusega keemia arengus (18. sajandi teine ​​pool) ja "pneumaatilise keemia" - keemilis-analüütilise suuna ühe peamise haru - tekkimisega - põlemine, aga ka hingamine. , äratas taas teadlaste tähelepanu. Erinevate gaaside avastamine ja nende olulise rolli kindlakstegemine keemilistes protsessides oli üks peamisi stiimuleid Lavoisier' poolt ettevõetud põlemisprotsesside süstemaatilistele uuringutele. Hapnik avastati 18. sajandi 70. aastate alguses.

Esimese teate selle avastuse kohta esitas Priestley Inglise Kuningliku Seltsi koosolekul 1775. aastal. Priestley, kuumutades suure põleva klaasiga punast elavhõbedaoksiidi, sai gaasi, milles küünal põles eredamalt kui tavalises õhus, ja süttis hõõguv tõrvik. Priestley määras kindlaks mõned uue gaasi omadused ja nimetas seda daflogisteeritud õhuks. Kaks aastat varem sai Priestley (1772) Scheele aga hapnikku ka elavhõbeoksiidi lagundamisel ja muudel meetoditel. Scheele nimetas seda gaasi tuliseks õhuks (Feuerluft). Scheele sai oma leiust teada anda alles 1777. aastal.

1775. aastal teatas Lavoisier Pariisi Teaduste Akadeemiale, et tal õnnestus saada "meid ümbritseva õhu puhtaim osa" ja kirjeldas selle õhuosa omadusi. Algul nimetas Lavoisier seda "õhku" empiiriliseks, elutähtsaks (Air empireal, Air vital) elutähtsa õhu baasiks (Base de l "air vital). Hapniku peaaegu samaaegne avastamine mitme teadlase poolt eri riikides tekitas vaidlusi prioriteedi üle. Priestley oli eriti järjekindel enda avastajana äratundmisel "Sisuliselt ei ole need vaidlused siiani lõppenud. Hapniku omaduste ja rolli kohta põlemis- ja oksiidide moodustumise protsessides üksikasjalik uurimine viis Lavoisier'i vale järelduseni, et see gaas on hapet moodustav põhimõte. 1779. aastal võttis Lavoisier vastavalt sellele järeldusele kasutusele hapniku uue nimetuse – hapet moodustava printsiibi (principe acidifiant ou principe oxygine).Selles keerulises nimes Lavoisier esinev sõna oxygine on tuletatud Kreeka - hape ja "ma tootan".