Oksigen və ozon

Oksigen (O) II dövrdə, VI qrupun əsas yarımqrupunda yerləşir, sıra nömrəsi 8-dir. Elektron formulu $1s^22s^22p^4$: xarici təbəqədə 6 elektron var, onlardan 2-si cütləşməmişdir. Buna görə oksigen birləşmələrində adətən ikivalentlidir.

Oksigen flüordan sonra ən elektromənfi elementdir. Oksidləşmə dərəcəsi əksər birləşmələrdə $-2$, peroksidlərdə ($\mathrm{H_2O_2}$, $\mathrm{Na_2O_2}$) $-1$, flüorla birləşmədə $\mathrm{OF_2}$ $+2$, bəsit maddədə 0-dır.

Oksigen su, qum ($\mathrm{SiO_2}$), silikatlar və karbonatların tərkibindədir. Havada həcmcə 21% oksigen var, suyun kütləsinin 88,9%-i oksigendir. Oksigen elementi iki bəsit maddə əmələ gətirir: oksigen $\mathrm{O_2}$ və ozon $\mathrm{O_3}$; bu, allotropiyadır.

Laboratoriyada oksigeni tərkibində oksigen olan maddələri parçalamaqla alırlar:

• $\mathrm{2KMnO_4\xrightarrow{t^\circ}K_2MnO_4+MnO_2+O_2\uparrow}$
• $\mathrm{2KClO_3\xrightarrow{MnO_2,\ t^\circ}2KCl+3O_2\uparrow}$ (Bertole duzu)
• $\mathrm{2H_2O_2\xrightarrow{MnO_2}2H_2O+O_2\uparrow}$
• $\mathrm{2HgO\xrightarrow{t^\circ}2Hg+O_2\uparrow}$; $\mathrm{2KNO_3\xrightarrow{t^\circ}2KNO_2+O_2\uparrow}$

Oksigen suda az həll olduğu üçün suyu sıxışdırmaqla, havadan bir qədər ağır olduğu üçün isə ağzı yuxarı qoyulmuş qabda toplanır. Közərən çıra oksigendə alışır: oksigeni belə tanıyırlar.

Sənayedə oksigeni maye havadan alırlar. Maye hava yavaş-yavaş buxarlandırılır: əvvəlcə azot ($-196$ °C), sonra oksigen ($-183$ °C) ayrılır. Təmiz oksigen suyun elektrolizi ilə də alınır: $\mathrm{2H_2O\xrightarrow{\text{elektroliz}}2H_2+O_2}$.

Oksigen rəngsiz, iysiz, dadsız qazdır, havadan bir qədər ağırdır ($M=32$ q/mol), suda az həll olur. $-183$ °C-də açıq-mavi mayeyə çevrilir.

Oksigen güclü oksidləşdiricidir: nəcib qazlar, qızıl, platin və halogenlərdən başqa bütün elementlərlə birbaşa reaksiyaya girir.

• Metallarla: $\mathrm{2Mg+O_2\to2MgO}$; dəmir yanaraq $\mathrm{Fe_3O_4}$ ($\mathrm{FeO\cdot Fe_2O_3}$) əmələ gətirir: $\mathrm{3Fe+2O_2\to Fe_3O_4}$; natrium peroksid verir: $\mathrm{2Na+O_2\to Na_2O_2}$.
• Qeyri-metallarla: $\mathrm{S+O_2\to SO_2}$; $\mathrm{C+O_2\to CO_2}$; $\mathrm{4P+5O_2\to2P_2O_5}$; azotla yalnız çox yüksək temperaturda və ya elektrik boşalmasında: $\mathrm{N_2+O_2\rightleftarrows2NO}$.
• Mürəkkəb maddələrlə: $\mathrm{CH_4+2O_2\to CO_2+2H_2O}$; $\mathrm{2H_2S+3O_2\to2SO_2+2H_2O}$; $\mathrm{4FeS_2+11O_2\to2Fe_2O_3+8SO_2}$.

İstilik və işıq ayrılması ilə gedən sürətli oksidləşmə yanmadır. Tənəffüs, çürümə və metalların paslanması yavaş oksidləşmədir.

Oksigen tibbdə, metallurgiyada (poladəritmədə proseslərin sürətləndirilməsi üçün), asetilen-oksigen alovu ilə metalların qaynaq edilməsində və kəsilməsində, maye halda isə raket yanacağının oksidləşdiricisi kimi istifadə olunur.

Atmosferə oksigen fotosintez nəticəsində daxil olur: $\mathrm{6CO_2+6H_2O\xrightarrow{h\nu}C_6H_{12}O_6+6O_2}$. Canlıların tənəffüsü, yanma və çürümə oksigen sərf edib $\mathrm{CO_2}$ ayırır, bitkilər isə bu $\mathrm{CO_2}$-ni yenidən udur. Bu dövran sayəsində havada oksigenin miqdarı təqribən sabit qalır.

Ozon $\mathrm{O_3}$ oksigenin allotropik şəkildəyişməsidir. Oksigendən elektrik boşalması (təbiətdə şimşək, laboratoriyada ozonator) və ya ultrabənövşəyi şüaların təsiri ilə alınır: $\mathrm{3O_2\rightleftarrows2O_3}$. Reaksiya endotermikdir, bu zaman qazın həcmi azalır.

Ozon kəskin xarakterik iyli, mavi rəngli qazdır, oksigendən ağırdır ($M=48$ q/mol), suda oksigendən yaxşı həll olur, böyük qatılıqda zəhərlidir.

Ozon oksigendən güclü oksidləşdiricidir və asanlıqla parçalanır: $\mathrm{2O_3\to3O_2}$. Adi şəraitdə oksigenin oksidləşdirmədiyi gümüşü oksidləşdirir: $\mathrm{2Ag+O_3\to Ag_2O+O_2}$. Kalium yodid məhlulundan yodu sıxışdırır, kraxmallı kağız göyərir; bu, ozona keyfiyyət reaksiyasıdır: $\mathrm{2KI+O_3+H_2O\to I_2+2KOH+O_2}$.

Ozon içməli suyun zərərsizləşdirilməsində və ağartma üçün istifadə olunur. Stratosferdə, 20–25 km hündürlükdə yerləşən ozon təbəqəsi Günəşin canlılar üçün təhlükəli ultrabənövşəyi şüalarını udur; freonlar bu təbəqəni dağıdır.