Deguonis
Tai labiausiai paplitęs žemės paviršiuje, sudaro 23 atmosferos %, 46% litosferos, 86% hidrosferos. Sutinkamas grunas ir daugybėje junginių.
Pramonėje gaunamas suskystinto oro frakcine distiliacija -183oC, o laboratorijoje dažniausiai elektrolizinant KOH vandeninį tirpalą
K(-): 4HOH + 4e ą 2H2 + 4OH-
A(+): 4OH- – 4e ą O2 + 2H2O
Nedidelius deguonies kiekius patogu gauti katalitiškai skaidant 30% H2O2 tirpalą
2H2O2 ą 2H2O + O2
O taip pat termiškai skaidant kai kuriuos deguonimi turtingus junginius
2KClO3 ą 2KCl + 3O2
2KMnO4 ą K2MnO4 + MnO2 + O2
Savybės. Deguonis turi tris patvarius izotopus: 168O – 99,76 atom. %, 178O – 0,037 %, 188O – 02 %.
Alotropinė modifikacija yra triatomė molekulė ozonas. Tai nepatvarios melsvos aštraus kvapo dujos. Termodinamiškai molekulė nepatvari, nes jos susidarymo reakcija endoterminė
3/2O2 ą O3 + 143 Kjmol
Todėl ozono dujos jei nėra katalizatorių skyla lėtai.
Deguonis – bespalvės, bekvapės, labai reaktingos dujos. Blogai tirpsta vandenyje, todėl iš jo O2 pašalinamas virinant. 10 k. geriau tirpsta organiniuose tirpikliuose. Svarbi ozono savybė yra stipri absorbcija ultravioletinėje spektro dalyje ir tai apsaugo žemę nuo nuo intensyvios saulės ultravioletinės radiacijos. Ozonas gaunamas veikiant O2 dujas elektros iškrova. Ozono koncentracija mišiniuose su O2 paprastai nustatoma leidžiant dujų mišinį per KJ tirpalą ir išsiskyrusį J2 nustatant titrimetiškai tiosulfatu
O3 + 2J- + H2O ą J2 + O2 + 2HO-
Ši reakcija iliustruoja dvi labiausiai charakteringas ozono savybes, t.y. oksidacinę prigimtį ir gebėjimą atiduoti O atomą virstant O2
2NO2 + O3 ą N2O5 + O2
PbS + 4O3 ą PbSO4 + 4O2
juodas baltas
O3 naudojamas įvairiuose oksidacijos procesuose, žemos konc. naudojama geriamo vandens gryninimui, šaltam produktų laikymui ir oro dezinfekcijai.
O yra labai reaktingos trumpai egzistuojančios dalelės, susidarančios H2O, O2, O3, NO2 fotolizės rezultate. Tai labai stiprus oksidatorius vaidinantis svarbų vaidmenį aukštesnių atmosferos sluoksnių chemijoje. Jis koncentruoja, pvz.H2S į agresyvius rūgštinius oksidus.
O2 taip pat energingai oksidina daugelį elementų kambario ir aukštesnėse temper., todėl deguoniniai junginiai žinomi visiems elementams išskyrus inertines dujas. Jis naudojamas plieno, geležies gamybose, metalų lydyme, stiklo gamyboje, daugelyje chemijos pramonės šakų nutekamųjų vandenų apdirbime, dirbtinės atmosferos sudarymui. Labiausiai paplitęs ir ištirtas deguonies junginys vanduo yra lemiamas gyvybei ir lengvai transformuojasi į kietą ir dujinę būkles. Tik apie 3 % prienamo vandens yra gėlas, todėl jūros vandens nudruskinimas vis tampa aktualesnis. Tai judrus ir lakus skystis tarp kurio molekulių pasireiškia vandenilinis ryšys ir tuo paaiškinama daugelis vandens savybių, pvz.: aukšta virimo temperatūra. H2O gerai katalizina daugelį procesų. Žinoma kad šis katalitinis vandens veikimas pasireiškia dėl laisvų OH radikalų susidarymo HOH ą HO + H
Veikiamas stiprių reduktorių, pvz.: aktyvių metalų, H2O elgiasi kaip oksidatorius ir redukuojasi, išsiskiriant H2
Na + HOH ą NaOH + 1/2H2
Veikiamas stipri; oksidatori; elgiasi kaip reduktorius ir oksidinasi iki laisvo O2
4KMnO4 + 2H2O ą 4MnO2 + 4KOH + 3O2
H2O molekules elektronų donorines savybės pasireiškia molekulėms koordinuojantis su katijonais
BeCl2 + 4H2O ą [Be(H2O)4]Cl2
MgCl2 + 6H2O ą [Mg(H2O)6]Cl2
H2O dėl didelio solvatacinio – hidratacinio pajėgumo yra puikus tirpiklis. Daugelis junginių tirpdami H2O sudaro hidratuotų katijonų ir anijonų elektrolitinius tirpalus. Tirpstant eilei kovalentinių junginių H2O, įvyksta kovalentinių jungčių hidratacinis skilimas
P4O10(k) + 6H2O ą 4H3PO4(aq)
Mažiems H2O kiekiams kiekybiškai nustatyti naudojama reakcija su J2 ir SO2 nevandeniniame tirpale
2H2O + J2 + SO2 ą H2SO4 + 2HJ
Jono H3O+ yra įrodytas įvairių rūgščių tirpaluose
H+ + H2O ą H3O+
Šis jonas taip pat būna dar labiau hidratuotas
H3O+ + H2O ą H5O2+
H3O+ + 2H2O ą H7O3+
ir įrodytas įvairiuose kristalo hidratuose
H H . . . .
/
O – H – O H5O2+
/
. . . . H H
H2O2 Didesniais kiekiais jis gaunamas hidrolizinant perokso disulfatus, gautus elektrolitine hidrosulfatų oksidacija
A + : 2HSO4- – 2e ą H2S2O8
H2S2O8 + H2O ą 2H2SO4 + H2O2
O taip pat iš organinių junginių, pvz.: 2-etil anfrahinono
Grynas H2O2 yra beveik bespalvis mažiau lakus nei H2O, virimo temp. 150oC ir šiek tiek sunkesnis už H2O, maišosi bet kokiu santykiu su H2O. O2 atomo oks.l. molekulėje -1, t.y. tarpinis tarp O2, H2O2, H2O. Ir šis junginys nesant katalizatoriaus priemaišų lėtai skyla