Oxi – tính chất hóa học của oxi

Kí hiệu hóa học của nguyên tố oxi là O và có số nguyên tử là 8.

Công thức hóa học của đơn chất khí oxi là O₂

Oxy là nguyên tố thuộc ô thứ 6, nhóm VIA, chu kỳ 2

Nguyên tử khối của oxi là 16. Phân tử khối của oxi là 32

Nguyên tử oxi chứa 8 proton trong hạt nhân và 8 electron phân bố theo lớp: lớp trong 1s chứa 2 electron, lớp thứ hai chứa 6 electron với cấu hình 2s² 2p⁴. Do có 6 electron ở lớp hóa trị, nguyên tử oxi cần nhận thêm hai electron để đạt cấu hình bền giống khí hiếm, vì vậy trạng thái oxy hóa phổ biến nhất của oxi là -2.

Oxi là một nguyên tố hóa học phổ biến nhất trên trái đất. Nó chiếm tới 49,4% khối lượng vỏ trái đất. Ở dạng đơn chất, khí oxi có nhiều trong không khí.

Oxi tồn tại phổ biến dưới dạng phân tử thuận (O₂) trong khí quyển (khoảng 20.95% theo thể tích) và là thành phần chủ đạo của nhiều hợp chất: nước, oxit kim loại, axit oxi hóa… Oxi có vai trò then chốt trong hô hấp, cháy, quá trình trao đổi electron trong sinh học và nhiều quy trình công nghiệp.

Cấu trúc Lewis

Nguyên tử oxi có 6 điện tử hóa trị. Biểu diễn Lewis cho nguyên tử oxi thường vẽ hai cặp điện tử không liên kết và hai electron để tạo liên kết.

Đối với phân tử O₂, cách biểu diễn Lewis cổ điển là hai nguyên tử oxi chia sẻ hai cặp electron, tức là liên kết đôi giữa hai nguyên tử oxi; mỗi nguyên tử vẫn giữ một cặp electron không liên kết. Tuy nhiên, cấu trúc Lewis không phản ánh đầy đủ đặc tính từ tính của O₂; mô hình quỹ đạo phân tử (mô hình MO) cho thấy phân tử O₂ ở trạng thái cơ bản có hai electron chưa ghép cặp, giải thích tính paramagnet (bị hút bởi từ trường).

Các dạng thù hình của oxi

Oxy là một nguyên tố có nhiều dạng thù hình (allotropes) khác nhau — từ nguyên tử đơn (O) đến phân tử (O₂, O₃), các cụm phân tử trung gian như O₄, và hàng loạt pha rắn/áp suất cao có cấu trúc đặc biệt (O₈, pha kim loại…). Dưới đây mình tóm tắt từng dạng, giải thích cấu trúc, điều kiện tồn tại, tính chất nổi bật và bằng chứng thực nghiệm/ứng dụng khi có.

O nguyên tử (O, atomic oxygen)

• Bản chất & nguồn gốc: O nguyên tử là một gốc tự do với cấu hình 1s²2s²2p⁴; rất phản ứng và tồn tại trong thời gian rất ngắn ở điều kiện thường. Thường gặp trong tầng trên khí quyển (thermosphere/mesosphere) do phân hủy quang hóa O₂ bởi tia cực tím, cũng xuất hiện trong plasma, ngọn lửa, bề mặt các phản ứng plasma/etching.
• Tính chất: cực kỳ oxy hóa và dễ kết hợp tạo thành O₂ hoặc O₃; khó cô lập ở quy mô lớn do tái kết hợp nhanh.

Di-oxy – O₂ (dioxygen, dạng phổ biến nhất)

• Cấu trúc điện tử: trạng thái nền là triplet (³Σg⁻) với hai electron không ghép spin trong orbital π*, nên O₂ ở trạng thái cơ bản là paramagnetic. Đây là lý do O₂ bị hút vào nam châm khi ở dạng lỏng. Bond order ≈ 2.
• Tính lý-hóa: khí không màu, cần thiết cho hô hấp và phản ứng cháy; trong các điều kiện lạnh/áp suất khác nhau O₂ đóng băng/thăng hoa và tạo ra nhiều pha rắn khác nhau (xem phần pha rắn).
• Singlet oxygen (¹Δg, ¹Σg⁺ — các trạng thái điện tử kích thích của O₂):
  • Bản chất: không phải “allotrope tách biệt” theo nghĩa cấu trúc cố định, mà là các trạng thái điện tử kích thích của phân tử O₂ (thường gọi chung là singlet oxygen).
  • Tính chất & vai trò: cực kỳ phản ứng so với O₂ triplet; đóng vai trò quan trọng trong quang hóa, sinh học (ví dụ trong photodynamic therapy) và nhiều phản ứng oxy hóa chọn lọc. Lifetimes của singlet oxygen phụ thuộc môi trường (rất ngắn trong môi trường sinh học).

Ozon – O₃ (trioxygen)

• Cấu trúc: phân tử tam nguyên, hình bent (góc ≈ 116–117°), dạng resonance với độ dài liên kết trung gian (~127 pm). O₃ là khí màu xanh nhạt ở nồng độ cao, rất mạnh về tính oxy hóa.
• Nguồn gốc & ổn định: hình thành từ O + O₂ + M (M là phân tử thứ ba) — trong khí quyển dưới tác dụng tia UV hoặc trong phóng điện. Ở nồng độ cao hoặc ở dạng lỏng/rắn, ozone dễ phân hủy/explosive; do đó lưu trữ/ứng dụng phải cẩn trọng. Ứng dụng: xử lý nước, oxy hóa hữu cơ chuyên dụng; mặt khác ở tầng đối lưu ozone là chất ô nhiễm có hại cho sức khỏe.

Tetraoxygen – O₄ (cụm bốn nguyên tử oxy, “tetrasauerstoff”)

• Tổng quan: O₄ là dạng hiếm, metastable; đã được dự đoán từ lâu (Gilbert N. Lewis) như lời giải thích cho một số đặc tính của oxy lỏng. O₄ không phải là dạng bền ở điều kiện thường — nó xuất hiện như cụm phân tử (association) của hai phân tử O₂ hoặc như dạng phân tử trung chuyển rất ngắn hạn.
• Bằng chứng thực nghiệm: có báo cáo phát hiện O₄ trong pha khí (gas-phase) bằng các kỹ thuật khối phổ trung hòa-hoạt hóa (neutralization–reionization MS) với tuổi thọ > 1 μs, và cũng có dấu hiệu rằng trong oxy lỏng O₂ có xu hướng kết đôi thành các đơn vị giống O₄ tạm thời. Tuy nhiên O₄ là rất kém bền và không phải là dạng oxy “ổn định” để lưu trữ.
• Cấu trúc đề xuất: các mô hình lý thuyết cho thấy khả năng tồn tại của cấu trúc “puckered” (hình vuông méo) hoặc “pinwheel” (tam giác quanh một nguyên tử trung tâm), nhưng nhiều kết quả thực nghiệm chỉ phù hợp với cụm liên kết giữa hai O₂ hơn là một phân tử O₄ đơn lẻ bền.

Cụm lớn hơn và các pha rắn của oxy (O₂ cụm, O₈, pha ε, ζ, …)

• Pha rắn ở áp suất/thấp nhiệt độ: Oxy rắn có một biểu đồ pha rất phức tạp — người ta xác định được nhiều pha rắn khác nhau (ký hiệu α, β, γ, δ, ε, ζ …) phụ thuộc vào nhiệt độ và áp suất; các pha này khác nhau về cấu trúc tinh thể, màu sắc (xanh nhạt → đỏ đậm → đen) và tính từ/điện. Nhiều pha có tính liên kết giữa tính từ và cấu trúc phân tử do O₂ là phân tử có electron chưa ghép.
• Pha ε (epsilon) — cụm O₈: nghiên cứu tinh thể học cho thấy pha ε của oxy rắn (xuất hiện ở vài GPa áp suất) có cấu trúc gồm các cụm O₈ (octaoxygen) — nghĩa là các đơn vị 8 nguyên tử oxy liên kết thành khối trong mạng tinh thể. Pha này có màu đỏ đậm, hấp thụ IR mạnh và liên quan đến “sụp đổ” tính từ (magnetic collapse).
• Pha kim loại (ζ) và kim loại hóa ở áp suất cao: khi tăng áp suất lên mức rất lớn (hàng chục—hàng trăm GPa), oxy phân tử có thể kim loại hóa (mất đặc tính phân tử truyền thống, dẫn điện) — người ta quan sát pha ζ (zeta) kim loại ở khoảng áp suất ~96 GPa trở lên; ở một số nghiệm thức và nhiệt độ rất thấp có báo cáo về siêu dẫn (t_C khoảng vài phần mười kelvin, ví dụ ~0.6 K trong một số báo cáo). Những pha này là đối tượng nghiên cứu tích cực của vật lý áp suất cao vì chuyển giao từ phân tử sang kim loại làm thay đổi hoàn toàn kiểu liên kết.

Tính chất vật lý của oxi

Màu sắc:

• O₂: trong suốt, không màu (khí); ở trạng thái lỏng có màu xanh nhạt.
• O₃: khí màu xanh nhạt, ở nồng độ cao có màu xanh lam.
• Ở dạng lỏng và rắn, O₂ có màu xanh lục nhạt do sự hấp thụ ánh sáng liên quan tới cấu trúc mức năng lượng của phân tử.

Trạng thái vật chất: Thể khí ở điều kiện thường.

Nhiệt độ nóng chảy:

• O₂: 54,36 K (−218,79 °C).

Nhiệt độ sôi:

• O₂: 90,20 K (−182,95 °C).

Mật độ:

• O₂ khí: 1,429 g·L⁻¹ (ở 0 °C, 101,325 kPa).
• O₂ lỏng (ở nhiệt độ nóng chảy): 1,141 g·cm⁻³.

Điểm ba: 154,59 K, 5,043 kPa.

Nhiệt lượng nóng chảy (O₂): 0,444 kJ·mol⁻¹.

Nhiệt bay hơi (O₂): 6,82 kJ·mol⁻¹.

Nhiệt dung riêng (O₂): 29,378 J·mol⁻¹·K⁻¹.

Trạng thái oxi hóa đặc trưng: +2, +1, 0, −1, −2.

Độ âm điện (Pauling): 3,44.

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.

Bán kính liên kết cộng hóa trị: 66 ± 2 pm.

Bán kính van der Waals: ~152 pm.

Cấu trúc tinh thể: Lập phương (ở trạng thái rắn, áp suất thường).

Độ dẫn nhiệt: 26,58 × 10⁻³ W·m⁻¹·K⁻¹.

Tính chất từ: Thuận từ (do sự tồn tại của electron độc thân trong O₂).

Đồng vị bền của oxi:

• O-16 (≈ 99,76%).
• O-17 (≈ 0,04%).
• O-18 (≈ 0,20%).

Các pha và nhiệt độ chuyển pha giữa các thể

Ở áp suất khí quyển, O₂ chuyển pha theo thứ tự: khí → lỏng → rắn khi nhiệt độ giảm. Các giá trị điển hình (xấp xỉ): điểm sôi khoảng −183 độ C, điểm nóng chảy khoảng −219 độ C. Ở áp suất cao và nhiệt độ rất thấp, oxy rắn có nhiều pha tinh thể khác nhau; dưới áp suất rất lớn, người ta còn quan sát những pha có tính chất điện tử khác thường (ví dụ pha có tính dẫn điện).

Tính chất hóa học của oxi

Khả năng nhận electron (tính oxy hóa)

Oxi phân tử thường hoạt động như chất nhận electron (chất oxy hóa) vì nó có xu hướng đạt mức oxi hóa -2. Trong phản ứng khử, mỗi nguyên tử oxi nhận electron để giảm mức oxy hóa. Tính oxy hóa thể hiện rõ khi oxi tham gia vào các phản ứng với kim loại, hợp chất hữu cơ hoặc các chất khử khác.

Năng lượng liên kết của liên kết đôi O=O trong O₂ tương đối lớn (xấp xỉ vài trăm kJ trên mol), nên để O₂ tham gia phản ứng nhiều khi cần năng lượng kích hoạt (ví dụ để phá vỡ liên kết O=O), hoặc cần cơ chế trung gian (gốc tự do, xúc tác, ánh sáng).

Phản ứng cháy (oxi và nhiên liệu)

Về bản chất, cháy là một quá trình oxi hóa khử nhanh có tạo thành sản phẩm (thường CO₂ và H₂O đối với nhiên liệu hữu cơ). Để hiểu vì sao cháy tỏa nhiều năng lượng, cân nhắc năng lượng liên kết: trong quá trình, ta phá vỡ các liên kết yếu của nhiên liệu và O=O, sau đó hình thành các liên kết mới rất bền như C=O trong CO₂ và O–H trong H₂O. Việc hình thành các liên kết bền hơn giải phóng năng lượng lớn hơn năng lượng cần để phá liên kết ban đầu, do đó phản ứng tỏa nhiệt.

Cơ chế thường là cơ chế chuỗi gốc tự do: bước khởi đầu tạo gốc tự do, bước lan truyền là gốc tự do tác dụng với O₂ tạo gốc peroxy, tiếp tục trích H (tạo thêm gốc) và cuối cùng các bước kết thúc ghép đôi gốc.

Peroxit, siêu oxit và ozonide

Các dạng này khác nhau ở số electron trên loại liên kết O–O và do đó khác nhau về bậc liên kết, độ dài và năng lượng liên kết. Liên kết O–O trong peroxit yếu hơn nhiều so với O=O, vì vậy peroxit dễ phân hủy giải phóng oxy hoạt tính. Cơ chế phân hủy thường liên quan đến cắt liên kết O–O tạo gốc tự do rất phản ứng.

Oxi tác dụng với phi kim

Trong bảng tuần hoàn hóa học, chúng ta có thể xác định được oxi cũng là một phi kim nên chúng ta cũng có thể gọi oxi tác dụng với phi kim là một trường hợp trong phản ứng của phi kim tác dụng với phi kim.

Khi oxi tác dụng với phi kim, chúng ta sẽ thu được oxit mà thường được gọi là oxit axit. Một trong nhiều trường hợp được quan tâm đó chính là oxi tác dụng với lưu huỳnh với thí nghiệm như sau:

Đưa một muỗng sắt có chứa một lượng nhỏ lưu huỳnh ở dạng bột vào ngọn lửa đèn cồn đang cháy. Sau đó, đưa lưu huỳnh đang cháy vào trong lọ có chứa khí oxi. Sau khi thực hiện các bước trên, chúng ta rút ra được nhận xét như sau:

– Lưu huỳnh cháy trong không khí với ngọn lửa nhỏ, màu xanh nhạt.

– Lưu huỳnh cháy trong lọ chứa khí oxi mãnh liệt hơn

– Chất khí sau phản ứng thu được là lưu huỳnh đioxit có công thức hóa học là SO2 và một lượng rất rất nhỏ lưu huỳnh trioxit có công thức hóa học là SO3.

Phương trình phản ứng cháy trong oxi của lưu huỳnh như sau:

S+O2→SO2

S+O2→SO3

Hầu hết các phi kim đều có thể tác dụng được với oxi để tạo thành oxit và oxit đó thuộc nhóm oxit axit.
Một số phương trình hóa học khác biểu diễn phản ứng hóa học của Oxi với phi kim khác

P + O2 → P2O5

N2 + O2 → NO2

C + O2 → CO2

Cl2 + O2 → 2ClO

Trong những phản ứng trên, có những phản ứng sẽ tạo nhiều sản phẩm khác nhau tùy thuộc vào điều kiện của phản ứng là gì.

Oxi tác dụng với kim loại

Thực hiện một vài thí nghiệm đơn giản như chúng ta lấy đoạn dây sắt nhỏ đưa vào trong lọ chứa khó oxi. Khi đó chúng ta sẽ không quan sát được hiện tượng gì cả. Tuy nhiên, khi chúng ta quấn thêm vào đầu dây sắt một mẩu than gỗ, thực hiện đốt cho than và thanh sắt nóng đỏ sau đó chúng ta lại đưa vào trong lọ chứa khí oxi. Khi này, chúng ta sẽ quan sát được hiện tượng lóe sáng, thanh sắt cháy mạnh. Ngoài ra, sau khi phản ứng kết thúc chúng ta cũng sẽ thu được các hạt nhỏ nóng chảy màu nâu là sắt (II, III) oxit có công thức hóa học là Fe₃O₄ và thường được gọi là sắt từ oxit.

Phương trình hóa học:
Fe + O2 → Fe3O4

Ngoài ra, oxi còn có thể phản ứng được với nhiều kim loại khác nhưng trong chương trình hóa học phổ thông các em cần nhớ oxi không phản ứng với 3 kim loại Au, Ag, Pt ở nhiệt độ cao.
Nếu cảm thấy mình khó nhớ các em nhớ câu “Lửa thử vàng” đó chính là Au không phản ứng với Au ở nhiệt độ cao.
Một số phương trình hóa học khác thể hiện oxi tác dụng với kim loại
Oxi tác dụng với hợp chất

Một trong những phản ứng cháy cơ bản của hợp chất đó chính là phản ứng giữa khí metan và khí oxi. Khí metan thường xuất hiện trong khí ao bùn hoặc khí bioga và được con người sử dụng như là một nhiên liệu tạo nhiệt dùng trong đun nấu hàng ngày.

Khi cháy, khí metan sẽ tạo ra khí CO₂ và hơi nước như vậy sẽ không có mùi  gì cả.

Phương trình phản ứng: CH₄ + O₂ = CO₂ + H₂O

Ngoài ra, oxi có thể phản ứng với nhiều hợp chất khác như:

FeO + O2 → Fe2O3

Kết luận: Oxi là một nguyên tố phi kim hoạt động hóa học mạnh đặc biệt khi ở nhiệt độ cao oxi phản ứng với nhiều kim loại, phi kim và hợp chất.

Các hợp chất từ oxi

1. Oxit nhị nguyên (X–O)
   • Với kim loại kiềm, kiềm thổ: oxit có tính ion mạnh, mạng tinh thể ion, thường bazo. Ví dụ: Na₂O, MgO. Mạng tinh thể và tính chất điện tử phụ thuộc cấu trúc tinh thể (ví dụ MgO có cấu trúc giống NaCl).
   • Với phi kim: oxit thường mang tính phân tử hoặc cộng hóa trị; ví dụ CO₂ là phân tử khí, SiO₂ tạo mạng tinh thể không phân tử (mạng silic dioxit) dẫn đến điểm nóng chảy cao.
2. Peroxit (O₂²⁻): Chứa liên kết đơn O–O, trạng thái oxy hóa trung bình mỗi O là -1. Liên kết O–O yếu, do đó peroxit là chất oxy hóa và có tính không bền. Ví dụ H₂O₂.
3. Siêu oxit (O₂⁻): Chứa gốc O₂⁻ với một electron chưa ghép; có tính paramagnet và bậc liên kết 1.5. Xuất hiện trong các hợp chất như KO₂.
4. Ozon và ozonide: O₃ là phân tử ba nguyên tử có cấu trúc gấp khúc và liên kết phân bố theo cộng hưởng với bậc liên kết trung bình khoảng 1.5. O₃ là chất oxy hóa mạnh.
5. Hydroxit, axit oxi, anion oxo: Hydroxit M–OH là sản phẩm của oxit bazơ khi tác dụng với nước; axit oxi như H₂SO₄, HNO₃ là hợp chất trong đó oxi liên kết với nguyên tố trung tâm tạo ra tính axit mạnh. Cấu trúc và điện âm của nguyên tố trung tâm quyết định tính axit hay bazơ của oxit.

Nhận biết

• Khí O₂: dùng que than cháy yếu (que phát sáng), đưa vào môi trường nghi có O₂; nếu que cháy sáng lại hoặc bùng mạnh hơn thì có O₂, vì O₂ tăng khả năng oxi hóa. Cơ chế: O₂ tham gia vào phản ứng oxi hóa tại đầu que, cung cấp oxy cho quá trình cháy.
• O₃ (ozon): mùi hắc đặc trưng ở nồng độ thấp; thử bằng dung dịch iodua kali và axit nhẹ sẽ thấy iốt được oxi hóa thành iốt màu nâu; cơ chế: O₃ là chất oxy hóa mạnh, oxi hóa I⁻ thành I₂.
• Peroxit (H₂O₂): có thể thử bằng phản ứng với iodua tạo iốt, hay dùng mangan(IV) oxit làm xúc tác để quan sát khí O₂ sinh ra; cơ chế: peroxit bị phân hủy tách O–O tạo O₂ và H₂O.
  Lưu ý: các phương pháp nhận biết đều cần thao tác cẩn thận do tính oxy hóa mạnh hoặc độc hại (ozon).

Điều chế và sản xuất công nghiệp

Trong phòng thí nghiệm

• Phân hủy peroxit: khi dùng xúc tác như MnO₂, dung dịch H₂O₂ phân hủy giải phóng O₂ và H₂O. Cơ chế: xúc tác làm giảm năng lượng kích hoạt cho cắt liên kết O–O trong H₂O₂.
• Phân hủy muối chứa oxy hóa mạnh: nung kali clorat (KClO₃) có chất xúc tác MnO₂ làm phân hủy sinh O₂ và KCl. Ở đây nhiệt cung cấp năng lượng để phá liên kết O–Cl và tái sắp xếp thành O–O.

Công nghiệp

• Cách chủ yếu là chưng cất phân đoạn không khí hóa lỏng. Nguyên lý: không khí được nén, làm lạnh đến hóa lỏng, sau đó dựa trên điểm sôi khác nhau của các thành phần (N₂, O₂, Ar) để tách từng khí. Phương pháp này phân tách theo sự khác biệt về nhiệt độ sôi.
• Ngoài ra có các phương pháp hấp phụ biến áp (PSA) và màng trao đổi khí dùng cho sản xuất oxy ở quy mô nhỏ đến vừa, hoạt động theo nguyên lý hấp phụ chọn lọc hoặc dẫn qua màng cho thành phần khí khác nhau.

O₂ – chất duy trì sự sống

Vai trò trong hô hấp tế bào: Trong chuỗi vận chuyển electron của ty thể, oxy là chất nhận electron cuối cùng. Các electron từ chuỗi chuyển đến oxy, cùng với proton, tạo thành nước. Trạng thái này giúp tạo ra chênh lệch proton qua màng, dẫn tới tổng hợp ATP. Về hóa học, oxy được khử khi nhận electron và proton, do đó cho phép chuỗi truyền electron tiếp tục hoạt động.

Vận chuyển trong máu: O₂ được vận chuyển bởi huyết sắc tố (hemoglobin) trong hồng cầu; hemoglobin liên kết và nhả O₂ theo áp suất riêng phần O₂ và các yếu tố sinh lý khác (hiện tượng hợp tác, hiệu ứng Bohr).

Oxi hóa sinh học và phản ứng oxy hoạt tính: Trong quá trình trao đổi chất, một phần O₂ có thể chuyển thành các dạng oxy phản ứng như gốc hydroxyl, superoxide, peroxit hydro; những chất này có thể gây tổn hại sinh học nếu không được cân bằng bởi hệ chống oxy hóa của cơ thể. Do đó O₂ vừa cần thiết vừa có nguy cơ gây độc nếu ở nồng độ hoặc điều kiện không thích hợp.