Ôxy

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
(đổi hướng từ O2)
Bước tới: menu, tìm kiếm
Ôxy
Nitơ ← Ôxy → Flo
-
  Lattic simple cubic.svg
 
8		 O
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
↑
O
↓
S
Bảng tiêu chuẩn
Hình dạng
Khí không màu, có màu xanh dương nhạt khi hóa lỏng, phát sáng với ánh sáng xanh dương khi ở thể plasma


Quang phổ vạch của Ôxy
Tính chất chung
Tên, Ký hiệu, Số Ôxy, O, 8
Phiên âm /ˈɒksɪdʒɪn/ OK-si-jin
Phân loại Phi kim, Chalcogen
Nhóm, Chu kỳ, Phân lớp 16, 2, p
Khối lượng nguyên tử 15.9994(3)
Cấu hình electron 1s2 2s2 2p4
Số electron trên vỏ điện tử 2, 6
Electron shell 008 Oxygen.svg
Tính chất vật lý
Trạng thái vật chất Chất khí
Mật độ
(0 °C, 101,325 kPa)		 1,429 g/L
Mật độ ở thể lỏng khi đạt nhiệt độ sôi 1,141 g·cm−3
Nhiệt độ nóng chảy 54,36 K, -218,79 °C, -361,82 °F
Nhiệt độ sôi 90,20 K, -182,95 °C, -297,31 °F
Điểm tới hạn 154,59 K, 5,043 MPa
Nhiệt lượng nóng chảy (O2) 0,444 kJ·mol−1
Nhiệt lượng bay hơi (O2) 6,82 kJ·mol−1
Nhiệt dung (O2)
29,378 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K)       61 73 90
Tính chất nguyên tử
Trạng thái ôxi hóa Oxit trung hòa
Độ âm điện 3,44 (thang Pauling)
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 1313,9 kJ·mol−1
Thứ hai: 3388,3 kJ·mol−1
Thứ ba: 5300,5 kJ·mol−1
Độ dài liên kết cộng hóa trị 66±2 pm
Bán kính van der Waals 152 pm
Thông tin khác
Cấu trúc tinh thể Lập phương
Trạng thái trật tự từ Thuận từ
Độ dẫn nhiệt 26.58x10-3  W·m−1·K−1
Tốc độ truyền âm thanh (Thể khí, 27 °C) 330 m·s−1
Số đăng ký CAS 7782-44-7
Đồng vị ổn định nhất
iso NA Chu kỳ bán rã DM DE (MeV) DP
16O 99.76% 16O ổn định với 8 nơtron
17O 0.039% 17O ổn định với 9 nơtron
18O 0.201% 18O ổn định với 10 nơtron

Ôxy là nguyên tố hóa học có ký hiệu là O thuộc nhóm nguyên tố 16 và số nguyên tử bằng 8 trong bảng tuần hoàn các nguyên tố. Ôxy là nguyên tố phi kim hoạt động mạnh nó có thể tạo thành hợp chất với hầu hết các nguyên tố khác. Ở điều kiện nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn hai nguyên tử ôxy kết hợp với nhau tạo thành phân tử ôxy không màu, không mùi, không vị có công thức O2. Ôxy phân tử (O2, thường được gọi là ôxy tự do) trên Trái Đất là không ổn định về mặt nhiệt động lực học. Sự xuất hiện trong thời kỳ đầu tiên của nó trên Trái Đất là do các hoạt động quang hợp của vi khuẩn kỵ khí (vi khuẩn cổ và vi khuẩn). Sự phổ biến của nó từ sau đó đến ngày nay là do hoạt động quang hợp của cây xanh. Ôxy là nguyên tố phổ biến xếp hàng thứ 3 trong trong vũ trụ theo khối lượng sau hydro và heli[1] và là nguyên tố phổ biến nhất theo khối lượng trong vỏ Trái Đất.[2] Khí ôxy chiếm 20,9% về thể tích trong không khí.[3]

Khí ôxy thường được gọi là dưỡng khí, vì nó duy trì sự sống của cơ thể con người.

Tất cả các nhóm phân tử cấu trúc chính trong các cơ thể sống như các protein, cacbohydrat, và mỡ chứa ôxy, cũng như trong các hợp chất vô cơ quan trọng cấu tạo tạo nên các vỏ sò, răng và xương. Ôxy ở dạng O2 được tạo ra từ nước bởi vi khuẩn lam, tảo và thực vật thông qua quá trình quang hợp và được sử dụng trong quá trình hô hấp của các cơ thể sống bậc cao. Ôxy là chất độc đối với các sinh vật kỵ khí bắt buộc, là các sinh vật thống trị trong thời buổi đầu trên Trái Đất cho đến khi O2 bắt đầu tích tụ trong khí quyển cách đây 2,5 triệu năm.[4] Một dạng khác (thù hình) của ôxy là ôzôn (O3) tích tụ tạo thành lớp ôzon, khí này giúp bảo vệ sinh quyển khỏi tia tử ngoại, nhưng nó sẽ là chất ô nhiễm nếu nó nằm gần mặt đất ở dạng sương mù. Thậm chí ở quỹ đạo Trái Đất tầm thấp, nguyên tử ôxy cũng tồn tại và làm mòn các tàu không gian.[5]

Ôxy được Carl Wilhelm Scheele phát hiện ở Uppsala năm 1773 hoặc sớm hơn và Joseph Priestley ở Wiltshire năm 1774 độc lập nhau, nhưng Priestley thường được cho là phát hiện ra trước bởi vi ấn phẩm của ông được xuất bản trước. Tên gọi ôxy (oxygen) được Antoine Lavoisier đặt năm 1777,[6] các thí nghiệm của ông với ôxy đã giúp loại trừ thuyết phlogiston về sự cháy và ăn mòn phổ biến vào thời đó. Ôxy được sản xuất trong công nghiệp bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng, sử dụng zeolit để loại bỏ carbon dioxide và nitơ ra khỏi không khí, điện phân nước và các cách khác. Ôxy được sử dụng trong sản xuất thép, nhựa và dệt; nhiên liệu tên lửa; ôxy trị liệu; và hỗ trợ sự sống của con người trên tàu không gian, hay khi lặn dưới biển.

Mục lục

Các đặc trưng quan trọng [sửa]

Cấu trúc [sửa]

Ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn, ôxy là chất khí không màu, không mùi và không vị có công thứ phân tử là O2, trong đó hai nguyên tử ôxy liên kết với nhau với cấu hình electron có 3 cặp electron tự do. Liên kết này có thể là liên kết đôi,[7] hoặc chúng kết hợp một liên kết có 2 electron và 2 liên kết có 3 electron.[8]

Ôxy 3 (không phải ôzôn, O3) là trạng thái năng lượng cơ bản của phân tử O2.[9] Cấu hình electron của phân tử này có 2 electron không tạo cặp mà tách ra riêng lẻ chiếm 2 orbital phân tử để sẵn sàng tạo liên kết.[10] Các orbital này được xếp vào nhóm phản liên kết (cấp liên kết nằm giữa liên kết 2 và 3), vì vậy liên kết ôxy 2 nguyên tử yếu hơn liên kết 3 của 2 nguyên tử nitơ, theo đó tất cả cà orbital nguyên tử liên kết đều được lấp đầy còn các orbital phản liên kết thì không đầy.[9]

Ở dạng ôxy 3, phân tử O2 là thuận từ— Chúng tạo thành nam châm trong trường từ — do mô men từ Spin của cặp đôi electron không liên kết trong phân tử, và năng lượng trao đổi âm giữa các phân tử O2 lân cận.[11]

Singlet oxygen là tên gọi cho các phân tử O2 ở mức năng lượng cao, ở mức đó các tất cả electron spin đều có cặp, có khuynh hướng linh động hơn đốoi với phân tử hữu cơ thông thường. Trong tự nhiên, singlet ôxy thường được tạo thành từ nước qua quá trình quang hợp sử dụng năng lượng mặt trời.[12] Nó cũng được tạo ra trong tầng đối lưu bằng phản ứng quang phân ôzôn dưới ánh sáng bước sóng ngắn,[13] và từ hệ thống miễn dịch với vai trò là nguồn ôxy chủ động.[14] Các carotinoit trong các sinh vật quan hợp (và cũng có thể trong các động vật) đóng vai trò quan trọng trong việc hấp thu năng lượng từ singlet ôxy và chuyển hóa nó thành trạng thái ổn định không bị kích thích trước khi nó có thể gây hại cho các tế bào.[15]

Ôxy là một thành phần quan trọng của không khí, được sản xuất bởi cây cối trong quá trình quang hợp và là cần thiết để duy trì sự hô hấp của người và động vật. Từ ôxy có nguồn gốc từ các chữ cổ Hy Lạp, οξυς oxus (oxys là axít) và γεινομαι (geinomai là sinh ra). Tên "ôxy" được chọn vì tại thời điểm phát hiện ra nó vào cuối thế kỷ 18 người ta cho rằng mọi axít đều chứa ôxy. Còn hiện nay thì người ta đã biết rằng các axít không nhất thiết phải có ôxy trong thành phần.

Ôxy lỏng và ôxy rắn có màu xanh nhạt và cả hai đều là chất thuận từ. Ôxy lỏng thông thường được chưng cất từng phần từ không khí hóa lỏng. Cả ôzôn lỏng và ôzôn rắn (O3) có màu xanh thẫm.

Một thù hình khác của ôxy, O4, mới được phát hiện gần đây là chất rắn có màu đỏ thẫm được tạo thành bằng cách ép O2 dưới áp lực 20 GPa. Các thuộc tính của nó đang được nghiên cứu để sử dụng làm nguyên liệu cho tên lửa và các ứng dụng tương tự khác, vì nó là một chất ôxi hóa mạnh hơn nhiều so với O2 hay O3.

Lý tính [sửa]

Xem thêm: Ôxy lỏng và Ôxy rắn

Oxy hòa tan trong nước nhiều hơn so với nitơ; nước chứa chứa khoảng một phân tử O2 cho mỗi 2 phân tử N2, so với tỉ số trong không khí là 1:4. Độ hòa tan của ôxy trong nước phụ thuộc vào nhiệt độ, và ở 0 °C thì lượng hòa tan tăng gấp đôi (14,6 mg·L−1) so với ở 20 °C (7,6 mg·L−1).[16][17] Ở nhiệt động không khí 25 °C và 1 atm, nước ngọt chứa khoảng 6,04 mililit (mL) ôxy trong một lít, trong khi đó, nước biển chứa khoảng 4,95 mL/L.[18] Ở 5 °C, độ hòa tan tăng đến 9,0 mL/L (tăng 50% so với ở 25 °C) trong nước ngọt và 7,2 mL/L (tăng hơn 45%) đối với nước biển.

Oxy ngưng tụ ở 90,20 K (−182.95 °C, −297.31 °F), và đóng băng ở 54,36 K (−218.79 °C, −361.82 °F).[19] Cả hai dạng lỏng và rắn O2 là những chất trong suốt với màu xanh da trời nhạt do gây ra bởi sự hấp thụ ánh sáng đỏ (ngược lại với màu xanh da trời là do sự tán xạ Rayleigh của ánh sáng xanh). O2 tinh khiết cao thường được chưng cất phân đoạn từ không khí lỏng;[20] Ôxy lỏng cũng có thể được sản xuất từ sự ngưng tụ không khí bằng cách sử dụng chất làm lạnh là nitơ lỏng. Nó là một chất dễ phản ứng và phải được cất giữ cách xa các vật liệu dễ cháy.[21]

Ứng dụng [sửa]

Ôxy được sử dụng làm chất ôxy hóa, chỉ có flo có độ âm điện cao hơn nó. Ôxy lỏng được sử dụng làm chất ôxy hóa trong tên lửa đẩy. Ôxy là chất duy trì sự hô hấp, vì thế việc cung cấp bổ sung ôxy được thấy rộng rãi trong y tế. Những người leo núi hoặc đi trên máy bay đôi khi cũng được cung cấp bổ sung ôxy. Ôxy được sử dụng trong công nghệ hàn cũng như trong sản xuất thép và rượu mêtanon.

Ôxy, như là một chất kích thích nhẹ, có lịch sử trong việc sử dụng trong giải trí mà hiện nay vẫn còn sử dụng. Các cột chứa ôxy có thể nhìn thấy trong các buổi lễ hội ngày nay. Trong thế kỷ 19, ôxy thường được trộn với nitơ ôxít để làm các chất giảm đau.

Lịch sử [sửa]

Ôxy được phát hiện bởi dược sĩ người Thụy Điển Carl Wilhelm Scheele năm 1771, nhưng phát hiện này không được công nhận ngay, và phát hiện độc lập khác của Joseph Priestley vào ngày 1 tháng 8 năm 1774 được biết đến nhiều hơn. Nó được Antoine Laurent Lavoisier đặt tên năm 1774.

Tên hệ thống nguyên tố của ôxy là octium.

Sự phổ biến [sửa]

Ôxy là nguyên tố phổ biến nhất ở vỏ Trái Đất. Người ta ước tính nó chiếm 46.7% khối lượng của vỏ Trái Đất. Ôxy chiếm khoảng 87% khối lượng các đại dương (là H2O, hay nước) và 20% theo thể tích bầu khí quyển Trái Đất (là O2, ôxy phân tử, hay O3, ôzôn). Các hợp chất của ôxy, chủ yếu là ôxít của các kim loại, silicat (SiO44−) và cacbonat (CO32−), tìm thấy trong đất và đá. Nước đóng băng là chất rắn phổ biến trên các hành tinh khác cũng như sao chổi. Chỏm băng của Sao Hỏa là cacbon điôxít đóng băng. Hợp chất của ôxy tìm thấy trong khắp vũ trụ và quang phổ của ôxy được tìm thấy ở các ngôi sao.

Hợp chất [sửa]

Vì thế điện âm cao của nó, ôxy tạo thành các liên kết hóa học với phần lớn các nguyên tố khác (đây chính là nguồn gốc của định nghĩa nguyên thủy của từ ôxy hóa). Các nguyên tố duy nhất có thể tránh không bị ôxy hóa chỉ là một số khí trơ. Nổi tiếng nhất trong số các ôxít tất nhiên là hiđrô ôxít, hay nước (H2O). Các chất khác cũng được nhắc đến nhiều là hợp chất của cacbon và ôxy, như cacbon điôxít (CO2), các chất như rượu (R-OH), alđêhít (R-CHO), và axít cacboxylic (R-COOH). Các gốc ôxy hóa như clorat (ClO3−), peclorat (ClO4−), crômat (CrO42−), đicrômat (Cr2O72−), pemanganat (MnO4−), và nitrat (NO3−) là những chất ôxy hóa rất mạnh. Rất nhiều kim loại như sắt chẳng hạn liên kết với các nguyên tử ôxy, tạo thành ôxít sắt (III) (Fe2O3). Ôzôn (O3) được tạo thành trong quá trình phóng tĩnh điện với sự có mặt của ôxy phân tử. Ôxy phân tử đôi (O2)2 hiện nay đã biết và tìm thấy như là một phần nhỏ trong ôxy lỏng. Các êpôxít là các ête trong đó nguyên tử ôxy là một phần của vòng gồm ba nguyên tử.

Đồng vị [sửa]

Ôxy có ba đồng vị ổn định và mười đồng vị phóng xạ đã biết. Tất cả các đồng vị phóng xạ có chu kỳ bán rã ít hơn 3 phút.

Phòng ngừa [sửa]

Ôxy có thể là một chất độc khi nó có áp suất thành phần được nâng cao. Để dễ hiểu có thể giải thích nôm na là thông thường ôxy chiếm khoảng 21% thể tích của không khí. Nếu có thể tăng lượng ôxy này lên thành 50% thì không khí khi đó sẽ không tốt cho sự hô hấp.

Một vài dẫn xuất của ôxy, như ôzôn (O3), hiđrô perôxít H2O2 (nước ôxy già), các gốc hiđrôxyl và superôxít, cũng là những chất độc mạnh. Cơ thể động vật nói chung và con người nói riêng có cơ chế để tự bảo vệ chống lại các chất độc này. Ví dụ, glutathion có nguồn gốc tự nhiên có thể phản ứng như một chất chống ôxy hóa, cũng giống như bilirubin là chất tách ra được từ hemoglobin. Các nguồn có chứa nhiều ôxy xúc tiến sự cháy nhanh và vì vậy là vật nguy hiểm về cháy nổ với sự có mặt của các nhiên liệu. Điều này cũng đúng với các hợp chất của ôxy như clorat, peclorat, đicrômat, v.v. Các hợp chất với khả năng ôxy hóa cao thông thường có thể gây ra bỏng hóa học.

Đám cháy, đã giết chết phi hành đoàn của tàu Apollo 1 trong khi phóng thử, đã lan quá nhanh vì áp suất của ôxy nguyên chất được sử dụng khi đó là bằng áp suất khí quyển bình thường thay vì chỉ là một phần ba lẽ ra được sử dụng cho phóng thật. (Xem thêm áp suất thành phần.)

Điều chế [sửa]

6CO2 + 6H2O -(ánh sáng)-> C6H12O6 +6O2

2KMnO4 ->K2MnO4 + MnO2 + O2

2KClO3 ( xúc tác MnO2)-> 2KCl + 3O2

2H2O2 ( xúc tác MnO2 ) 2H2O + O2

2H2O -(điện phân )-> 2H2 + O2

Ag2O + H2O2 -> 2Ag + H2O + O2

2KI + O3 + H2O -> I2 + 2KOH + O2

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 -> 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

Xem thêm [sửa]

Hộp này:
Bảng tuần hoàn
H   He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr   Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
Kim loại kiềm Kim loại kiềm thổ Nhóm lantan Nhóm actini Kim loại chuyển tiếp Kim loại khác Á kim Phi kim khác Halogen Khí trơ Không rõ

Tham khảo [sửa]

  1. ^ Emsley 2001, tr.297
  2. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên lanl
  3. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên ECE500
  4. ^ “NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years Ago” (Thông cáo báo chí). NASA. 27 tháng 9 năm 2007. Truy cập ngày 13 tháng 3 năm 2008. 
  5. ^ “Atomic oxygen erosion”. Truy cập ngày 8 tháng 8 năm 2009. 
  6. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên mellor
  7. ^ “Molecular Orbital Theory”. Purdue University. Truy cập ngày 28 tháng 1 năm 2008. 
  8. ^ Pauling, L. (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry (ấn bản 3). Ithaca, N.Y.: Cornell University Press. 
  9. ^ a b Jakubowski, Henry. “Chapter 8: Oxidation-Phosphorylation, the Chemistry of Di-Oxygen”. Biochemistry Online. Saint John's University. Truy cập ngày 28 tháng 1 năm 2008. 
  10. ^ An orbital is a concept from quantum mechanics that models an electron as a wave-like particle that has a spacial distribution about an atom or molecule.
  11. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên NBB303
  12. ^ Krieger-Liszkay, Anja (2005). “Singlet oxygen production in photosynthesis”. Journal of Experimental Botanics (Oxford Journals) 56: 337–46. doi:10.1093/jxb/erh237. PMID 15310815.  Đã bỏ qua tham số không rõ |published= (trợ giúp);
  13. ^ Harrison, Roy M. (1990). Pollution: Causes, Effects & Control (ấn bản 2). Cambridge: Royal Society of Chemistry. ISBN 0-85186-283-7. 
  14. ^ Wentworth Jr., Paul et al. (13 tháng 12 năm 2002). “Evidence for Antibody-Catalyzed Ozone Formation in Bacterial Killing and Inflammation”. Science 298 (5601): 2195–219. doi:10.1126/science.1077642. PMID 12434011. 
  15. ^ Hirayama, Osamu; Nakamura, Kyoko; Hamada, Syoko; Kobayasi, Yoko (1994). “Singlet oxygen quenching ability of naturally occurring carotenoids”. Lipids (Springer) 29 (2): 149–50. doi:10.1007/BF02537155. 
  16. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên NBB299
  17. ^ “Air solubility in water”. The Engineering Toolbox. Truy cập ngày 21 tháng 12 năm 2007. 
  18. ^ Evans, David Hudson; Claiborne, James B. (2006). The Physiology of Fishes. CRC Press. tr. 88. ISBN 0849320224. 
  19. ^ Lide, David R. (2003). “Section 4, Properties of the Elements and Inorganic Compounds; Melting, boiling, and critical temperatures of the elements”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (ấn bản 84). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 0849305950. 
  20. ^ “Overview of Cryogenic Air Separation and Liquefier Systems”. Universal Industrial Gases, Inc. Truy cập ngày 15 tháng 12 năm 2007. 
  21. ^ “Liquid Oxygen Material Safety Data Sheet” (PDF). Matheson Tri Gas. Truy cập ngày 15 tháng 12 năm 2007. 

Liên kết ngoài [sửa]

Wikimedia Commons có thêm thể loại hình ảnh và tài liệu về Ôxy.

Lấy từ “http://vi.wikipedia.org/w/index.php?title=Ôxy&oldid=11462630”