Pāriet uz saturu

Skābeklis

Labot saites
Vikipēdijas lapa
Skābeklis
8





6
2
O

15,9994 g/mol

1s2 2s2 2p4

Skābekļa spīdēšana elektriskajā laukā un skābekļa molekulas struktūrformula ar starpatomu attālumu
Oksidēšanas pakāpes +2, +1, −1, −2
Elektronegativitāte 3,44[1]
Blīvums 1,429 kg/m3
Kušanas temperatūra 50,35 K (-218,79 °C)
Viršanas temperatūra 90,18 K (-182,95 °C)

Skābeklis ir ķīmiskais elements ar simbolu O un atomskaitli 8 un viena no būtiskākajām vielām uz Zemes, kam ir liela nozīme gan nedzīvajā dabā, gan dzīvajos organismos. Periodiskajā tabulā tas pieder 2. periodam un 16. grupai (halkogēniem). Skābeklis ir tipisks p-bloka nemetāls un viens no nozīmīgākajiem oksidētājiem dabā. Tā atomu raksturo seši elektroni ārējā elektronu čaulā, kas nosaka spēju pieņemt elektronus un piedalīties oksidēšanās-reducēšanās reakcijās, veidojot savienojumus ar lielāko daļu citu elementu. Normālos apstākļos skābeklis veido vienkāršu vielu — divatomu molekulas O2, kas ir bezkrāsaina, bez smaržas un bez garšas gāze. Brīvā veidā tas sastopams gaisa sastāvā; pēc tilpuma Zemes atmosfērā ir aptuveni 20,95% skābekļa.[2] Dabā skābeklis ir ārkārtīgi izplatīts arī saistītā veidā — ūdenī (H2O), silīcija dioksīdā (SiO2; kvarca smiltīs), karbonātos, kā arī lielākajā daļā sāļu un visos oksīdos. Bināros skābekļa savienojumus ar citiem elementiem sauc par oksīdiem. Savienojumos skābeklis parasti ir divvērtīgs ar oksidēšanas pakāpi −2 (oksīdos), taču noteiktos gadījumos iespējamas arī citas pakāpes, piemēram, peroksīdos (−1).

Skābeklim ir vairāki alotropiskie veidi. Visizplatītākais ir molekulārais skābeklis O2, bet zināms arī ozons O3; atomārais skābeklis O pastāv īslaicīgi īpašos apstākļos, piemēram, augšējos atmosfēras slāņos vai plazmā, un ikdienas apstākļos netiek uzskatīts par stabilu alotropu. Cita starpā, ozons veidojas negaisa laikā zibens iedarbībā un stratosfērā Saules ultravioletā starojuma ietekmē;[3] tam ir būtiska nozīme Zemes atmosfēras ārējo apvalku, īpaši ozona slāņa, aizsargfunkcijā. Skābeklis ir viens no visizplatītākajiem elementiem Visumā (pēc ūdeņraža un hēlija)[4][5] un visizplatītākais elements Zemes garozā (aptuveni 46% pēc masas).[6][7] Dzīvajos organismos tas ir neaizstājams aerobās šūnu elpošanas procesā kā galvenais elektronu akceptors enerģijas ieguvē,[8] kā arī veido būtisku daļu no ūdens un biomolekulu struktūras. Atmosfēras skābekļa ilgtermiņa uzturēšana ir cieši saistīta ar fotosintēzi, kas padara skābekli par vienu no centrālajiem elementiem biosfēras, globālās vielu aprites un dzīvības pastāvēšanas kontekstā.

Fizikālās īpašības

[rediģēt | labot pirmkodu]
Šķidrais skābeklis zem −183,0 °C

Skābeklis normālos apstākļos (istabas temperatūrā un normālā spiedienā) ir gāze, kas sastopama divatomu molekulu O2 veidā. Tā ir viena no galvenajām Zemes atmosfēras komponentēm, un tā fizikālās īpašības ir detalizēti pētītas gan laboratorijā, gan dabiskos apstākļos. Gāzveida skābeklis ir bezkrāsains, bez smaržas un bez garšas. Normālos apstākļos (1 atm, 0 °C) tā blīvums ir aptuveni 1,429 g/L (jeb 1,429 kg/m³), kas ir nedaudz lielāks nekā gaisam. Skābekļa viršanas temperatūra pie normālā spiediena ir ap −183,0 °C (90,19 K), bet kušanas temperatūra ir ap −218,8 °C (54,36 K). Šīs ļoti zemās fāžu pāreju temperatūras ir raksturīgas nelielām, nepolārām molekulām ar salīdzinoši vāju starpmolekulāro mijiedarbību, un tās nosaka, ka normālos klimatiskajos apstākļos skābeklis saglabājas gāzveida stāvoklī.

Būtiska skābekļa fizikālā īpatnība ir paramagnētisms, kas izriet no divu nepāru elektronu klātbūtnes O2 molekulas pamatstāvoklī. Šī īpašība nozīmē, ka magnētiskais lauks vāji iedarbojas uz skābekli, un to iespējams eksperimentāli demonstrēt. Paramagnētisms izpaužas ne tikai gāzveida stāvoklī, bet arī šķidrajā un cietajā fāzē, padarot skābekli par klasisku piemēru kvantu mehānikas un molekulārās uzbūves sakarību ilustrēšanai.

Atdzesējot zem viršanas temperatūras, skābeklis pāriet šķidrā stāvoklī, iegūstot raksturīgu gaiši zilu krāsu. Šķidrais skābeklis ir kriogēns šķidrums, kas eksistē tikai ļoti zemās temperatūrās; pie viršanas punkta tā blīvums ir ap 1,14 g/cm³. Tas ir spēcīgs oksidētājs un tiek plaši izmantots rūpniecībā, medicīnā un kosmosa tehnoloģijās. Turpinot atdzesēšanu, veidojas cietais skābeklis, kuram ir vairākas kristāliskas fāzes ar atšķirīgām strukturālām un magnētiskām īpašībām. Šķidrā un cietā skābekļa fizikālo īpašību izpēte ir nozīmīga gan fundamentālajā fizikā, gan praktiskajos pielietojumos, īpaši kriogēnikā un augstas enerģijas tehnoloģijās.

Ķīmiskās īpašības

[rediģēt | labot pirmkodu]

Skābekļa ķīmiskās īpašības nosaka tā augstā elektronegativitāte (pēc Polinga skalas 3,44)[1] un spēja piedalīties elektronu apmaiņas procesos. Kā elements ar augstu elektronegativitāti skābeklis oksidēšanās-reducēšanās reakcijās bieži darbojas kā oksidētājs, tomēr molekulārā O2 reakcijas ar daudziem reducētājiem normālos apstākļos var būt kinētiski lēnas. Šī īpašība nosaka skābekļa plašo reakciju spektru ar lielāko daļu ķīmisko elementu un padara to par vienu no centrālajiem elementiem gan neorganiskajā, gan organiskajā ķīmijā.

Dabā skābeklis visbiežāk sastopams kā divatomu skābeklis (O2). Tas veido savienojumus ar ļoti daudziem elementiem,[6] un skābekļa ķīmiskajā uzvedībā dominē oksīdu veidošanās. Lielākajā daļā savienojumu skābekļa oksidēšanas pakāpe ir −2, taču noteiktos gadījumos iespējamas arī citas pakāpes, piemēram, peroksīdos (−1) un superoksīdos (vidējā −½ uz skābekļa atomu).[9] Reaģējot ar citām vielām, skābeklis var veidot gan jonu saišu oksīdus (īpaši ar metāliem), gan kovalento saišu oksīdus (biežāk ar nemetāliem). Skābeklis tiek uzskatīts par spēcīgu oksidētāju, īpaši reakcijās ar metāliem, organiskām vielām un reducējošiem savienojumiem, bieži virzot reaģējošo elementu uz augstāku oksidēšanās pakāpi. Daļa šo reakciju ir straujas un ļoti eksotermiskas. Ja oksidēšanās norit ar ievērojamu siltuma un gaismas izdalīšanos, procesu raksturo kā degšanu, kurā skābeklis darbojas kā oksidētājs. Vienlaikus elementārais skābeklis normālos apstākļos nav maksimāli reaģētspējīgs (salīdzinājumā, piemēram, ar fluoru), tomēr paaugstinātā temperatūrā, paaugstinātā spiedienā vai katalizatoru klātbūtnē tas spēj izraisīt straujas un enerģētiski intensīvas reakcijas.

Skābekļa oksidējošā daba nosaka tā fundamentālo lomu dabā. Tas piedalās iežu un minerālu oksidēšanā, metālu korozijā (piemēram, dzelzs rūsēšanā), kā arī biosfēras redoksapritē, tas ir, dzīvnieki elpošanā patērē skābekli un izdala oglekļa dioksīdu (CO2), savukārt augi fotosintēzē (izmantojot CO2) atjauno atmosfēras brīvo skābekli. Šie procesi ir būtiski vielu aprites ciklos un Zemes ķīmiskajā līdzsvarā. Tehnoloģijās skābekļa reaktivitāti izmanto kā mērķtiecīgu oksidēšanas “instrumentu”. Tas ir plaši izmantots metālapstrādē (griešanā un metināšanā), ķīmiskajā rūpniecībā dažādu oksidācijas procesu īstenošanai, enerģijas ieguvē degšanas procesos, kā arī tērauda ražošanā, kur skābekli izmanto oglekļa un piemaisījumu oksidēšanai.[10] Turklāt kosmosa tehnoloģijās šķidrais skābeklis kalpo par oksidētāju raķešdzinējos. Šī daudzpusīgā ķīmiskā aktivitāte padara skābekli par vienu no nozīmīgākajiem elementiem gan dabaszinātnēs, gan praktiskajos pielietojumos.

Oksidēšanas pakāpes

[rediģēt | labot pirmkodu]

Lielākajā daļā savienojumu skābeklis iegūst negatīvu oksidēšanas pakāpi. Pilnīgas elektronu pārneses gadījumā veidojas oksīda jons O2- (oksidēšanās pakāpe −2), peroksīdos raksturīga pakāpe −1 (jons O22-), bet atsevišķos savienojumos iespējamas arī citas, mazāk izplatītas situācijas. Šī elastība oksidēšanās pakāpēs atspoguļo skābekļa spēju piedalīties dažāda rakstura ķīmiskajās saitēs. Savienojumos skābeklis parasti ir divvērtīgs ar oksidēšanas pakāpi −2; izņēmumi ir savienojumi ar fluoru, kuros skābekļa oksidēšanas pakāpe var būt +1, piemēram, O2F2, vai +2, piemēram, OF2. Ozonā (O3) katram skābekļa atomam formāli piešķir oksidēšanas pakāpi 0 (vienkārša viela), savukārt ozonīda jonā O3⁻ oksidēšanas pakāpe ir delokalizēta; katram skābekļa atomam to bieži apraksta kā vidējo formālo vērtību −1/3. Agrāk uzskatīja, ka ozona molekulā un ozonīda jonā centrālā skābekļa atoma oksidēšanas pakāpe ir +4.[11]

Oksīdi un citi skābekļa savienojumi

[rediģēt | labot pirmkodu]
Pamatraksts un citi raksti: oksīdi, peroksīdi un hidroksīdi
Silīcija dioksīds (SiO2; kvarca smiltis) ir viens no izplatītākajiem oksīdiem

Skābeklis veido ārkārtīgi plašu ķīmisko savienojumu spektru, un tieši oksīdu veidošanās ir viens no galvenajiem iemesliem, kādēļ skābeklis ir tik ķīmiski, ģeoloģiski un bioloģiski nozīmīgs elements. Skābekļa savienojumu daudzveidība izriet no tā spējas veidot gan jonu, gan kovalentas saites, kā arī piedalīties vairākās oksidēšanas pakāpēs. Nozīmīgākās skābekļa savienojumu klases ir oksīdi, peroksīdi, superoksīdi, ozonīdi, hidroksīdi, kā arī ļoti plašs organisko savienojumu klāsts. Oksīdi ir visizplatītākie skābekļa savienojumi. Tie ir savienojumi, kuros skābeklis saistīts ar citu elementu un kuros tam parasti ir oksidēšanas pakāpe −2 (oksīda jons O2-). Skābeklis reaģē ar praktiski visiem elementiem, veidojot oksīdus; izņēmums ir vieglākās cēlgāzes, piemēram, He, Ne un Ar, kurām stabilu bināro oksīdu veidošanās parasti nav raksturīga. Reakcijās ar metāliem parasti veidojas jonu rakstura metālu oksīdi, piemēram, MgO, CaO, dažādi dzelzs oksīdi, kas bieži ir bāziski un, reaģējot ar ūdeni, var veidot hidroksīdus. Šādas reakcijas var noritēt lēni, piemēram, korozijas procesos, vai strauji augstā temperatūrā un bieži ir eksotermiskas.

Reakcijās ar nemetāliem skābeklis pārsvarā veido kovalentus, molekulārus oksīdus, piemēram, CO2, SO2, P4O10), kuriem raksturīgas skābes īpašības un kuri ūdens šķīdumos veido skābes vai to anhidrīdus. Kopumā oksīdu saistības raksturs periodiskajā tabulā mainās no jonu uz kovalentām saitēm, virzoties no metāliem uz nemetāliem. Oksīdus klasificē arī pēc skābju–bāzu īpašībām, izšķirot bāziskos, skābos, amfotēros un neitrālos oksīdus. Metālu oksīdi, piemēram, dzelzs, alumīnija un kalcija oksīdi, ir būtiskas Zemes garozas mineralu sastāvdaļas un plaši izmantoti rūpniecībā, savukārt nemetālu oksīdi ieņem nozīmīgu vietu atmosfēras ķīmijā, vielu aprites ciklos un bioloģiskajos procesos. Papildus “parastajiem” oksīdiem ir zināmas vairākas radniecīgas skābekļa savienojumu grupas, kuras raksturo O–O saite vai specifiski skābekļa anjoni. Metālu binārajos savienojumos ar skābekli, īpaši sārmu metāliem un sārmzemju metāliem, klasiskā shēmā izšķir oksīdus ar oksīda jonu O2-, peroksīdus ar peroksīda jonu O22-, kuros katra skābekļa oksidēšanas pakāpe ir −1, un superoksīdus ar superoksīda jonu O2-, kuros vidējā skābekļa oksidēšanās pakāpe ir −½.

Peroksīdi ir savienojumi, kuros ir O–O vienkāršā saite; tipisks piemērs ir ūdeņraža peroksīds (H2O2), kas ir spēcīgs oksidētājs un nozīmīgs starpprodukts daudzos ķīmiskos un bioloģiskos procesos. To plaši izmanto dezinfekcijā, balināšanā un ķīmiskajā sintēzē. Superoksīdi ir vēl reaģētspējīgāki, visbiežāk sastopami sārmu metālu savienojumos un tiem ir nozīme arī oksidatīvā stresa bioloģiskajos procesos. Retāk sastopama skābekļa savienojumu klase ir ozonīdi — sāļi ar anjonu O3-, piemēramn, KO₃). Tie ir ķīmiski nestabili un viegli sadalās, atbrīvojot molekulāro skābekli un veidojot citus skābekļa anjonus.

Īpašs gadījums ir savienojumi, kuros skābeklim ir pozitīva oksidēšanās pakāpe. Tā kā tikai fluors ir elektronegatīvāks par skābekli, šādi izņēmumi sastopami galvenokārt savienojumos ar O–F saitēm (kā arī dažos savienojumos ar O–O saitēm). Piemēram, skābekļa difluorīds (OF2) skābekļa oksidēšanās pakāpe ir +2, bet dioksigēna difluorīds (O2F2) — +1. Abi savienojumi ir ļoti spēcīgi oksidētāji un tiek uzskatīti par ķīmiski bīstamiem un ļoti reaktīviem. Skābeklis veido arī hidroksīdus, kuros tas ietilpst hidroksīdjonā (OH-). Šie savienojumi ir cieši saistīti ar bāzēm un sārmiem un ir būtiski skābju–bāzu reakcijās. Turklāt skābeklis ir centrāls elements organiskajā ķīmijā, kur tas veido spirtu, aldehīdu, ketonu, karbonskābju un daudzu citu savienojumu funkcionālās grupas. Kopumā oksīdi un citi skābekļa savienojumi veido vienu no plašākajām un nozīmīgākajām savienojumu klasēm ķīmijā, kas ir būtiska gan Zemes uzbūves un biosfēras izpratnē, gan tehnoloģiskajos un rūpnieciskajos procesos.

Degšana

[rediģēt | labot pirmkodu]
Pamatraksts: degšana

Skābeklis ir neaizstājams degšanas procesos, kuros tas darbojas kā oksidētājs. Degšana ir strauja, eksotermiska oksidēšanās reakcija, kuras laikā izdalās siltums un bieži arī gaisma. Skābeklis pats par sevi ir nedegošs, taču tas aktīvi uztur degšanu; skābekļa bagātinātā vidē degšana noris intensīvāk nekā gaisā. Skābekļa koncentrācija un pieejamība būtiski ietekmē degšanas intensitāti un reakcijas gaitu, kas uzsver tā ķīmisko nozīmīgumu gan dabā, gan tehnoloģijā.

Atsauces un piezīmes

[rediģēt | labot pirmkodu]
  1. 1 2 «Oxygen». periodic-table.rsc.org (angļu). Periodic Table. Skatīts: 2025. gada 29. decembrī.
  2. ↑ «The Atmosphere: Getting a Handle on Carbon Dioxide». science.nasa.gov (angļu). NASA Science. Skatīts: 2025. gada 29. decembrī. By volume, the dry air in Earth’s atmosphere is about 78.08 percent nitrogen, 20.95 percent oxygen, and 0.93 percent argon.
  3. ↑ «Ozone». science.nasa.gov (angļu). NASA Science. Skatīts: 2025. gada 29. decembrī.
  4. ↑ John Emsley. «Oxygen». Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, England, UK : Oxford University Press, 2001. 297. lpp. ISBN 0198503407.
  5. ↑ «The Abundance of Oxygen». cfa.harvard.edu (angļu). Center for Astrophysics | Harvard & Smithsonian. Skatīts: 2025. gada 29. decembrī.
  6. 1 2 «Oxygen». britannica.com (angļu). Encyclopedia Britannica. Skatīts: 2025. gada 29. decembrī.
  7. ↑ «Oxygen» (angļu). Los Alamos National Laboratory. Skatīts: 2025. gada 29. decembrī.
  8. ↑ «8.3: Cellular Respiration». bio.libretexts.org (angļu). Biology LibreTexts. Skatīts: 2025. gada 29. decembrī.
  9. ↑ «6.1 Redox Reactions». principlesofchemistryopencourse.pressbooks.tru.ca (angļu). Skatīts: 2025. gada 29. decembrī. Oxygen: −2 in most compounds, sometimes −1 (so-called peroxides, O22−), very rarely −½ (so-called superoxides, O2−), positive values when combined with fluorine (values vary)
  10. ↑ «Basic oxygen process». britannica.com (angļu). Encyclopedia Britannica. Skatīts: 2025. gada 29. decembrī.
  11. ↑ Nails Ahmetovs. Neorganiskā ķīmija. Rīga : Zvaigzne, 1978, 326. lpp.

Ārējās saites

[rediģēt | labot pirmkodu]
Saturs iegūts no "https://lv.wikipedia.org/w/index.php?title=Skābeklis&oldid=4388157"