Oksijen


Yeryüzünde bulunan en bol elementler­den biri olan oksijenin atom numarası 8 olup, bileşiklerinde -2 değerlik alır. Oksijenin diğer ele­mentlerle oksit oluşum reaksiyonlarının çoğu ekzotermiktir ve dışarıya ısı verir. Oksijen, flordan sonra elektronegativite değeri en yüksek olan elementtir. Oksi­jenin 16O, 17O ve 18O olmak üzere üç tane doğal izo­topu vardır. Tabiatta oksijen diatomik yapılı olarak O2 molekülleri şeklinde bulunur.

Oksijen gazı molekülündeki bağı koparmak için yük­sek enerji gerekir (494 kj/mol). Bu sebeple oksijenin reaksiyonları yavaş ve yüksek sıcaklıkta gerçekleşir.

Oksijen NŞA renksiz kokusuz bir gazdır. Soğutuldu­ğunda mavi renkli bir sıvı hâline gelir. Oksijenin kayna­ma noktası -182,9 °C ve donma noktası -218,4 °C 'dir. Normal şartlarda (0°C ve l atm) bir litre oksijenin kütlesi 1,43 gramdır. Aynı şartlarda l litre hava ise 1,29 gramdır.

Normal koşullarda oksijen gazı suda çözünür. 0°C ve l atm basınçta l litre suda 31 ml oksijen gazı çözü­nür. Bu miktar da sudaki canlıların yaşaması için ye­terli bir miktardır. Suyun soğukluğu arttıkça suda çö­zünen oksijen miktarı da artar.

Sıvı oksijen çok zayıf olarak mıknatıs tarafından çekilir. Bu­nun sebebi oksijen molekülünde çiftleşmemiş elektronların bulunmasıdır.

Oksijen, solunum yapan canlıların hayatının devamı için gerekli olan bir elementtir. Solunum yoluyla akciğerlere alı­nan oksijen kandaki hemoglobinlerle birleşerek oksihemoglobin bileşiğini oluşturur. Bunlarda kanla birlikte vü­cuttaki en küçük hücrelere kadar nüfuz ederek vücuttaki proteinleri ve yağlan yakar. Canlılar için gerekli enerji böy­lece sağlanır. Oksijen, anaerobik ortamda (oksijensiz) yaşayan bazı bakteriler hariç canlı hayatının devamını sağ­lar.

Oksijen gazı, güneş ışığı ile birlikte suda bulunan zararlı bakterileri yok eder. Kullanma ve içme suları zaman zaman havalandırılır. Böylece havanın oksijeninden istifade edilir.

Elementel oksijen, asetilen kaynakçılığında yüksek sıcaklık elde etmek için, hastanelerde nefes zorluğu çeken hastala­rın solunumuna yardıma olmak için oksijen çadırlarında; oksitleyici gaz olarak, füze yakıtlarında kullanılır.

8 - O - Oxygen

Asit/Baz Özelliği: --

Atom Ağırlığı: 15,9994 g/mol

Atom Hacmi: 14,0 cm³/mol

Atom Yarıçapı: 0,65 Å

Birinci İyonlaşma Enerjisi: 13,618

Buharlaşma Isısı: 3,4109 kJ/mol

Elektrik iletkenliği: --

Elektron Dizilişi: 1s2 2s2 2p4

Elektronegatiflik: 3,44

Erime Isısı: 0,222 kJ/mol

Erime Sıcaklığı: 54,8 K

Isı  iletkenliği: 0,2674 Wm-¹K-¹ (at 300 K)

Kaynama Sıcaklığı: 90,188 K

Kovalent Yarıçapı: 0,73 Å

Kristal Yapısı: Cubic

Oksidasyon Sayısı: -2

Özgül Isı Hacmi: 0,92 Jg-¹K-¹ (at 300 K)

Yapay Olup Olmadığı: Hayır

Yoğunluk: 1,429 (Gas 273K g/l)

Oksijenin elde edilmesini de hidrojende olduğu gibi endüstriyel ve laboratuar amaçlı olmak üzere iki yönden incelemek gerekir. Endüstride oksijenin en önemli elde edildiği yer havadır. Havanın hacimce % 78 i azot, % 21 oksi­jen ve % l ‘i argon, neon, karbondioksit, su buharı gibi öteki gazlardır. Hava -196°C nin altına soğutulacak olursa sıvılaşır. Daha sonra sıvı hava buharlaş­maya bırakılacak olursa -196°C de azot uzaklaşır, geride oksijen kalır. Oksi­jen içindeki safsızlıklar aşamalı buharlaştırma ile uzaklaştırılır.

Laboratuarlar da oksijen çeşitli şekillerde elde edilebilir. Bunların en önem­lileri şu şekilde sıralanabilir.

  1. Bazı metal oksitlerinin ısıtılmasıyla

2HgO → 2Hg + O2

2PbO2 →2PbO + O2

3MnO2 → Mn3O4 + O2

  1. Potasyum kloratın ısıtılmasıyla

2KClO3 → 2KC1+ 3O2

Bu, laboratuarlar da en çok kullanılan yöntem olup tepkime MnO2, Fe2O3 , in­ce kum veya cam tozu gibi bir katı katalizör yardımıyla daha kolay cereyan eder.

  1. Peroksitler ısıtılırca oksijen açığa çıkarır.

2Na2O2  2Na2O +O2

Peroksitler suya bırakılacak olursa hidroksit iyonu oluşumu ile birlikte oksijen gazı açığa çıkar.

2K2O2 + 2H2O → 4KOH + O2

  1. Pahalı olmakla birlikte suyun elektrolizi ile oksijen elde edilebilir.

2H2O 2H2 + O2

Hidrojen bölümünde de söylendiği gibi tepkime bazik ortamda cereyan eder. Anottan oksijen, katottan H2 çıkar.

ÖZELLİKLERİ VE KULLANILMASI

Oksijen, renksiz kokusuz bir gazdır. Bir mol O2 molekülünde O - O bağını koparabilmek için 118 kcal enerjiye ihtiyaç vardır. Bu nedenle oksijen oda sıcaklığında genellikle tepkime vermez. Ancak çoğu tepkimeleri ekzotermik oldu­ğundan tepkime, başlatıldıktan sonra kendiliğinden devam eder.Metallerin çoğu oksijenle tepkimeye girerek metal oksitleri verir. Alkali me­tallerden, iyonlaşma enerjisi en düşük olan sezyum, rubidyum veya potasyum oksijenle tepkimeye girdiğinde sezyum süperoksiti, sodyum ise sodyum peroksiti verir.

Cs + O2 → CsO2

2Na + O2 → Na2O2

Süperoksitte iki oksijen atomunun değerliği -1 (O2¯1) peroksitte ise iki ok­sijen atomunun değerliği -2 (O2¯2) dir. Aynı grubun ilk üyesi olan lityum (iyonlaşma enerjisi grupta en yüksek) ise normal lityum oksit bileşiğini verir.

2Li + O2 → Li2O

Metallerin çoğu oksijen ile normal metal oksitleri verirler. Ancak baryum peroksit! verir.

2Fe + O2 → 2FeO

Si + O2 → SiO2

Oksijenin metallerle yaptığı oksitlere bazik oksit, ametallerle yaptığı oksit­lere ise asidik oksitler denir. Oksitlerin bazik veya asidik olarak sınıflandırıl­masının nedeni su ile verdiği tepkime sonunda asit veya baz özelliğine sahip bir ürünün meydana gelmesidir. Mesela Na2O su ile baz, SO2 ise asit verir.

Na2O + H2O → 2NaOH

SO2 + H2O → H2SO3

Dolayısıyla Na2O bazik oksit, SO2 ise asidik oksittir.

Oksijenin en önemli tüketim alanlarından biri canlıların solunumudur. Ok­sijen solunumla akciğerlere alınır. Buradan kandaki hemoglobin yardımıyla do­kulara taşınır. Burada karbonhidratlarla yanar ve vücut için gerekli olan ener­jiyi sağlar.

Oksijenin endüstride kullanıldığı en önemli alanlardan biri bazı metal sülfür cevherlerinin metal oksitlere dönüştürülmesidir.

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

Bu şekilde elde edilen metal oksitten, daha kolay bir şekilde saf metal elde edi­lebilir. Yan ürün olan SO2 den de H2SO4 üretiminde yararlanılır. Bunun dışında demirin elde edilmesi sırasında ergimiş demir içinde kalan karbon, fosfor, kü­kürt gibi safsızlıklar, ergimiş demir içinde oksijen gazı geçirilerek giderilir.

2C + O2 → 2CO

C +O2 → CO2

Kaynakçılıkta hidrojenle veya asetilenle birlikte kullanılır, 3000°C varan sıcak­lık elde edilir.

2H2 + O2 → 2H2O + 116 kcal

2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O + 600 kcal

 

BİLEŞİKLERİ

Oksijen, hemen hemen bütün bileşiklerinde eksi değerliktedir. Ancak po­tasyum, rubidyum ve sezyumla verdiği MO2 yapısındaki süperoksitlerde oksijenin değerliği -1/2, peroksitlerde oksijenin değerliği -l, normal oksitler­de ise -2 dir. Süperoksit ve peroksitlerde -1/2 veya -l değerlikte tek bir oksijen atomu yoktur. Birbirine kovalent bağla bağlı iki oksijen atomunun top­lam değerliği -l veya -2 olduğundan, her bir oksijen atomu için hesaplanan değerlik -1/2 veya -l olur.

 

SU

Bütün bileşikler içinde en önemlisi sudur. Su molekülünde her üç atom aynı doğru üzerinde bulunmaz. H—O—H açısı 104.5 oC dir. Bunun nedeni oksijen üzerindeki serbest değerlik elektronlarının hidrojen atomlarını itmesidir.

Su molekülünde hidrojenin elektronegatifliği oksijenden daha küçük olduğundan hidrojenler tarafı kısmen artı, oksijen taraşı ise kısmen eksi yükle yüklenmiş gi­bidir. Bir başka deyişle su polar bir moleküldür. Bunun sonucu olarak sıvı hal­deki suda, bir molekülün hidrojeni ile öteki molekülün oksijeni birbirini çeker ve hidrojen bağı adı verilen zayıf bağlar meydana getirir. Bu bağlar bütün sıvı boyunca tekrarlandığı için su ancak 100°C de kaynar. Su, hem doğadaki  hem de laboratuardaki en iyi çözücüdür. Polar yapısı nedeniyle iyonik bileşikleri çok iyi çözer. Ancak moleküler yapıdaki bileşikleri aynı kolaylıkla çözemez.


 

 

OZON

            Oksijen iki atomlu O2 molekülünün yanı sıra üç atomlu O3 molekülü halinde de bulunabilir. Buna ozon denir. Bu şekilde bir elementin birden fazla şekilde bulunması haline ALLOTROP denir. Oksijen molekülünün ozon molekülüne dönüşümü enerjiyi gerektirir.

                                   3O2 + 68 kcal → 2O3

Bu tepkime ısı enerjisi ile çok az oluşur. Ancak ısı enerjisi yerine elektrik enerjisi verildiğinde verim oldukça yüksektir. Havada şimşek olayı ile veya yüksek gerilimli elektrik hatlarındaki kıvılcımlarla ozon teşekkül eder. Havada eser miktarda da olsa ozona rastlanır. Bu olay atmosferin üst tabakalarında güneşten gelen mor ötesi ışınları yardımı ile olur. Ozon polar bir gazdır. Bu nedenle suda %50 oranında çözünür.

 

Düzenleyen: Hüseyin KARATAY

www.kimyaci.tk

Yorum Yaz
Arkadaşların Burada !
Arkadaşların Burada !