МОЛЕКУЛЯРНИЙ КИСЕНЬ: СТРУКТУРА, ВЛАСТИВОСТІ, ВИКОРИСТАННЯ - ХІМІЯ - 2025

Молекулярний кисень або молекулярний кисень , також званий двоатомний киснем або газом, є найбільш поширеним способом є елементарним цим елементом на Землі. Його формула - O ₂ , тому є діатомовою та гомонуклеарною молекулою, абсолютно неполярною.

Повітря, яким ми дихаємо, складається приблизно з 21% кисню, як молекули O ₂ . Коли ми піднімаємось, концентрації кисневого газу зменшуються, а присутність озону, O _{3, збільшується} . Наш організм користується перевагою O ₂ для оксигенації його тканин і проведення клітинного дихання.

Без збагачення киснем нашої атмосфери життя було б нестійким явищем. Джерело: Pixabay.

O ₂ також відповідає за існування вогню: без нього було б майже неможливо пожежі та горіння. Це пояснюється тим, що головна його властивість полягає в тому, щоб бути потужним окислювачем, набирати електрони або зменшуватися в молекулі води або в оксидних аніонах, O ^2- .

Молекулярний кисень необхідний для безлічі аеробних процесів, що мають застосування в металургії, медицині та очищенні стічних вод. Цей газ практично є синонімом тепла, дихання, окислення і, з іншого боку, температури замерзання, коли він знаходиться в рідкому стані.

Будова молекулярного кисню

Молекулярна структура газоподібного кисню. Джерело: Benjah-bmm27 через Wikipedia.

На верхньому зображенні маємо молекулярну структуру газоподібного кисню, представлену різними моделями. Останні два показують характеристики ковалентного зв’язку, який утримує атоми кисню разом: подвійний зв’язок O = O, в якому кожен атом кисню завершує свій валентний октет.

Молекула O ₂ лінійна, гомонуклеарна та симетрична. Його подвійний зв’язок має довжину 121 вечір. Ця коротка відстань означає, що для розриву зв'язку O = O потрібно деяка значна енергія (498 кДж / моль), і тому вона є відносно стабільною молекулою.

Якби ні, кисень в атмосфері з часом повністю руйнувався, або повітря згоріло б нізвідки.

Властивості

Зовнішність

Молекулярний кисень - безбарвний, несмачний і без запаху газ, але коли він конденсується і кристалізується, він набуває синюватих тонів.

Молярна маса

32 г / моль (округлене значення)

Точка плавлення

-218 ºC

Точка кипіння

-183

Розчинність

Молекулярний кисень погано розчинний у воді, але достатній для підтримки морської фауни. Якби ваша розчинність була вищою, ви мали б менше шансів померти від утоплення. З іншого боку, його розчинність набагато вища в неполярних оліях і рідинах, здатна повільно їх окислювати і тим самим впливати на їх первісні властивості.

Енергетичні стани

Молекулярний кисень - це речовина, яку неможливо повністю описати теорією валентних зв'язків (ВТЕ).

Електронна конфігурація кисню така:

2s² 2p⁴

Він має одну пару неспарених електронів (O :). Коли два атоми кисню зустрічаються, вони зв'язуються, утворюючи O = O подвійний зв’язок, обидва завершують валентний октет.

Тому молекула O ₂ повинна бути діамагнітною, з усіма парними електронами. Однак це парамагнітна молекула, і це пояснюється діаграмою її молекулярних орбіталей:

Молекулярна орбітальна діаграма для кисневого газу. Джерело: Anthony.Sebastian / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)

Таким чином, молекулярно-орбітальна теорія (ТОМ) найкраще описує O ₂ . Два непарних електрона розташовані на молекулярних орбіталях вищої енергії π ^* і надають кисню його парамагнітний характер.

Насправді цей енергетичний стан відповідає триплетному кисню, ³ O ₂ , найбільш переважаючому з усіх. Інший енергетичний стан кисню, менш багатий на Землі, - синглет, ¹ O ₂ .

Трансформації

Молекулярний кисень значно стійкий до тих пір, поки він не контактує з жодною речовиною, сприйнятливою до окислення, набагато менше, якщо поблизу немає джерела сильного тепла, наприклад, іскри. Це пояснюється тим, що O ₂ має високу тенденцію до скорочення себе, набору електронів з інших атомів або молекул.

При зниженні він здатний встановити широкий спектр зв’язків і форм. Якщо він утворює ковалентні зв’язки, це зробить з атомами, менш електронегативними, ніж він сам, включаючи водень, щоб породжувати воду, ГОГ. Ви також можете вселенно вуглецю, створювати зв'язки СО та різні види органічних молекул оксигену (ефіри, кетони, альдегіди тощо).

O ₂ також може отримувати електрони для перетворення в перекисні та супероксидні аніони, O ₂ ^2- та O ₂ ^- відповідно. При його перетворенні в організм перекис отримують перекис водню, H ₂ O ₂ , HOOH, шкідливу сполуку, яка обробляється дією специфічних ферментів (пероксидази та каталази).

З іншого боку, і не менш важливий, O ₂ вступає в реакцію з неорганічною речовиною, щоб стати аніоном оксиду, O ^2- , складаючи нескінченний перелік мінералогічних мас, що згущують земну кору та мантію.

Програми

Зварювання та горіння

Кисень використовується для спалювання ацетилену та виділення надзвичайно гарячого полум'я, що є цінним при зварюванні. Джерело: Sheila / CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/2.0)

Кисень використовується для проведення реакції горіння, завдяки якій речовина екзотермічно окислюється, виділяючи вогонь. Цей вогонь та його температура змінюються залежно від речовини, що горить. Таким чином, можна отримати дуже гаряче полум'я, наприклад, ацетилен (вище), за допомогою якого зварюють метали та сплави.

Якби не кисень, паливо не могло б спалити і забезпечити всю свою калорійну енергію, що використовується для запуску ракет або для запуску машин.

Окислювач в зеленій хімії

Завдяки цьому газу синтезується чи виробляється безліч органічних та неорганічних оксидів. Ці реакції засновані на окислювальній здатності молекулярного кисню, будучи також одним з найбільш життєздатних реагентів в зеленій хімії для отримання фармацевтичних продуктів.

Допоможене дихання та очищення стічних вод

Кисень життєво необхідний для покриття дихальних потреб у пацієнтів із серйозними станами здоров’я, у водолазів при спуску на невеликі глибини та у альпіністів, на висотах яких концентрація кисню різко знижується.

Також кисень "живить" аеробні бактерії, які допомагають розщеплювати забруднюючі залишки стічних вод або допомагають рибам дихати у водних культурах для захисту чи торгівлі.

Список літератури

1. Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (четверте видання). Mc Graw Hill.
2. Вікіпедія. (2020). Аллотропи кисню. Відновлено з: en.wikipedia.org
3. Hone, CA, Kappe, CO (2019). Використання молекулярного кисню для аеробних окислень рідкої фази в безперервному потоці. Топ Curr Chem (Z) 377, 2. doi.org/10.1007/s41061-018-0226-z
4. Кевін Бек. (28 січня 2020 р.). 10 Використання кисню. Відновлено: sciaching.com
5. Cliffsnotes. (2020). Біохімія I: Хімія молекулярного кисню. Відновлено з: cliffsnotes.com
6. GZ Промислове постачання. (2020). Промислові переваги кисневого газу. Відновлено з: gz-supplies.com