Odnosi se na karakteristike jednostavne supstance kiseonik. Kiseonik: hemijska svojstva elementa

Od pojave hemije čovječanstvu je postalo jasno da se sve okolo sastoji od tvari, koja uključuje kemijske elemente. Raznolikost supstanci osiguravaju različita jedinjenja jednostavnih elemenata. Do danas je otkriveno 118 hemijskih elemenata i uključeno u periodni sistem D. Mendeljejeva. Među njima je vrijedno istaknuti niz vodećih, čije je prisustvo odredilo nastanak organskog života na Zemlji. Ova lista uključuje: azot, ugljenik, kiseonik, vodonik, sumpor i fosfor.

Kiseonik: istorija otkrića

Svi ovi elementi, kao i niz drugih, doprinijeli su razvoju evolucije života na našoj planeti u obliku u kojem sada promatramo. Među svim komponentama, kisik je u prirodi obilniji od ostalih elemenata.

Kiseonik kao poseban element otkriven je 1. avgusta 1774. U toku eksperimenta dobijanja vazduha iz živine ljuske zagrevanjem običnom sočivom, otkrio je da sveća gori neobično jakim plamenom.

Priestley je dugo vremena pokušavao pronaći razumno objašnjenje za to. Tada je ovaj fenomen dobio naziv "drugi zrak". Nešto ranije, izumitelj podmornice K. Drebbel je početkom 17. vijeka izolovao kiseonik i koristio ga za disanje u svom izumu. Ali njegovi eksperimenti nisu utjecali na razumijevanje uloge koju kisik igra u prirodi energetske razmjene živih organizama. Međutim, francuski hemičar Antoine Laurent Lavoisier je priznat kao naučnik koji je zvanično otkrio kiseonik. Ponovio je Priestleyjev eksperiment i shvatio da je nastali plin poseban element.

Kiseonik je u interakciji sa gotovo svim jednostavnim gasovima, osim inertnih gasova i plemenitih metala.

Pronalaženje kiseonika u prirodi

Među svim elementima naše planete kisik zauzima najveći udio. Raspodjela kiseonika u prirodi je veoma raznolika. Prisutan je u vezanom i slobodnom obliku. Kao jak oksidant, u pravilu je u vezanom stanju. Prisutnost kisika u prirodi kao zasebnog nevezanog elementa zabilježena je samo u atmosferi planete.

Sadrži se u obliku plina i kombinacija je dva atoma kisika. On čini oko 21% ukupne zapremine atmosfere.

Kiseonik u vazduhu, pored svog uobičajenog oblika, ima i izotropni oblik u obliku ozona. sastoji se od tri atoma kiseonika. Plava boja neba direktno je povezana sa prisustvom ovog jedinjenja u gornjim slojevima atmosfere. Zahvaljujući ozonu, tvrdo kratkotalasno zračenje našeg Sunca se apsorbuje i ne dopire do površine.

U nedostatku ozonskog omotača, organski život bi bio uništen, poput pržene hrane u mikrotalasnoj pećnici.

U hidrosferi naše planete ovaj element je u vezanom obliku sa dva i formira vodu. Udio kiseonika u okeanima, morima, rijekama i podzemnim vodama procjenjuje se na oko 86-89%, uzimajući u obzir otopljene soli.

U zemljinoj kori kiseonik je u vezanom obliku i najčešći je element. Njegov udio je oko 47%. Prisutnost kisika u prirodi nije ograničena na ljuske planete, ovaj element je dio svih organskih bića. Njegov udio u prosjeku dostiže 67%. ukupna tezina svi elementi.

Kiseonik je osnova života

Zbog visoke oksidativne aktivnosti, kisik se prilično lako spaja s većinom elemenata i tvari, stvarajući okside. Visoka oksidaciona moć elementa osigurava dobro poznati proces sagorevanja. Kiseonik je takođe uključen u spore procese oksidacije.

Uloga kiseonika u prirodi kao jakog oksidacionog agensa neophodna je u životu živih organizama. Zahvaljujući ovom kemijskom procesu dolazi do oksidacije tvari uz oslobađanje energije. Živi organizmi ga koriste za svoju životnu aktivnost.

Biljke su izvor kiseonika u atmosferi

U početnoj fazi formiranja atmosfere na našoj planeti, postojeći kisik je bio u vezanom stanju, u obliku ugljičnog dioksida (ugljični dioksid). S vremenom su se pojavile biljke koje mogu apsorbirati ugljični dioksid.

Ovaj proces je omogućen pojavom fotosinteze. Vremenom, tokom života biljaka, tokom miliona godina, u Zemljinoj atmosferi nakupila se velika količina slobodnog kiseonika.

Prema naučnicima, u prošlosti je njegov maseni udio dostigao oko 30%, što je jedan i po puta više nego sada. Biljke su, kako u prošlosti, tako i sada, značajno uticale na kruženje kiseonika u prirodi, obezbeđujući tako raznovrsnu floru i faunu naše planete.

Značaj kiseonika u prirodi nije samo ogroman, već i najvažniji. Metabolički sistem životinjskog svijeta jasno se oslanja na prisustvo kisika u atmosferi. Bez toga život postaje nemoguć kakav poznajemo. Među stanovnicima planete ostat će samo anaerobni (sposobni živjeti bez kisika).

Intenzivne prirode osigurava činjenica da se nalazi u tri agregatna stanja zajedno sa drugim elementima. Kao jako oksidaciono sredstvo, vrlo lako prelazi iz slobodnog oblika u vezani. I samo zahvaljujući biljkama koje razgrađuju ugljični dioksid fotosintezom, dostupan je u slobodnom obliku.

Proces disanja životinja i insekata zasniva se na proizvodnji nevezanog kisika za redoks reakcije, nakon čega slijedi proizvodnja energije koja osigurava vitalnu aktivnost organizma. Prisutnost kisika u prirodi, vezanog i slobodnog, osigurava puno funkcioniranje cijelog života na planeti.

Evolucija i "hemija" planete

Evolucija života na planeti zasnivala se na sastavu Zemljine atmosfere, sastavu minerala i prisutnosti vode u tečnom stanju.

Hemijski sastav kore, atmosfere i prisustvo vode postali su osnova za nastanak života na planeti i odredili pravac evolucije živih organizama.

Na osnovu postojeće "hemije" planete, evolucija je došla do organskog života zasnovanog na ugljiku zasnovanom na vodi kao rastvaraču. hemijske supstance, kao i korištenje kisika kao oksidacijskog sredstva za dobivanje energije.

Još jedna evolucija

U ovoj fazi, moderna nauka ne opovrgava mogućnost života u drugim sredinama osim u zemaljskim uslovima, gde se silicijum ili arsen mogu uzeti kao osnova za izgradnju organskog molekula. A medij tečnosti, kao rastvarač, može biti mešavina tečnog amonijaka sa helijumom. Što se tiče atmosfere, ona se može predstaviti u obliku gasovitog vodonika sa primesom helijuma i drugih gasova.

Kakvi metabolički procesi mogu biti u takvim uslovima, savremena nauka još nije u stanju da modelira. Međutim, ovaj smjer evolucije života je sasvim prihvatljiv. Kako vrijeme pokazuje, čovječanstvo se neprestano suočava sa širenjem granica našeg poimanja svijeta i života u njemu.

Sadržaj članka

KISENIK, O (kiseonik), hemijski element VIA podgrupe periodnog sistema elemenata: O, S, Se, Te, Po - član porodice halkogena. Ovo je najčešći element u prirodi, njegov sadržaj u Zemljinoj atmosferi iznosi 21% (vol.), u zemljinoj kori u obliku jedinjenja od cca. 50% (tež.) iu hidrosferi 88,8% (tež.).

Kiseonik je neophodan za život na Zemlji: životinje i biljke troše kiseonik disanjem, a biljke oslobađaju kiseonik fotosintezom. Živa materija sadrži vezan kiseonik ne samo u telesnim tečnostima (krvne ćelije, itd.), već i u ugljenim hidratima (šećer, celuloza, skrob, glikogen), masti i proteine. glina, stijene sastoje se od silikata i drugih anorganskih spojeva koji sadrže kisik kao što su oksidi, hidroksidi, karbonati, sulfati i nitrati.

Istorijat.

Prvi podaci o kiseoniku postali su poznati u Evropi iz kineskih rukopisa iz 8. veka. Početkom 16. vijeka Leonardo da Vinci je objavio podatke vezane za hemiju kiseonika, još ne znajući da je kiseonik element. Reakcije dodavanja kiseonika opisane su u naučni radovi S. Gales (1731) i P. Bayen (1774). Studije K. Scheelea 1771–1773 o interakciji metala i fosfora sa kiseonikom zaslužuju posebnu pažnju. J. Priestley je izvijestio o otkriću kisika kao elementa 1774. godine, nekoliko mjeseci nakon što je Bayen izvijestio o reakcijama s zrakom. Ime oksigenijum ("kiseonik") je dato ovom elementu ubrzo nakon Priestleyjevog otkrića i dolazi od grčkih reči za "proizvodnju kiseline"; to je zbog zablude da je kisik prisutan u svim kiselinama. Objašnjenje uloge kiseonika u procesima disanja i sagorevanja, međutim, pripada A. Lavoisieru (1777).

Struktura atoma.

Svaki prirodni atom kiseonika sadrži 8 protona u jezgru, ali broj neutrona može biti 8, 9 ili 10. Najčešći od tri izotopa kiseonika (99,76%) je 16 8 O (8 protona i 8 neutrona). Sadržaj drugog izotopa, 18 8 O (8 protona i 10 neutrona), iznosi samo 0,2%. Ovaj izotop se koristi kao oznaka ili za identifikaciju određenih molekula, kao i za biohemijske i medicinsko-hemijske studije (metoda za proučavanje neradioaktivnih tragova). Treći neradioaktivni izotop kiseonika 17 8 O (0,04%) sadrži 9 neutrona i ima maseni broj 17. Nakon što je masa ugljičnog izotopa 12 6 C prihvaćena od strane Međunarodne komisije kao standardna atomska masa 1961. godine, ponderisana prosečna atomska masa kiseonika postala je 15, 9994. Do 1961. godine, hemičari su smatrali da je standardna jedinica atomske mase atomska masa kiseonika, za koju se pretpostavljalo da iznosi 16.000 za mešavinu tri prirodna izotopa kiseonika. Fizičari su uzeli maseni broj izotopa kiseonika 16 8 O kao standardnu ​​jedinicu atomske mase, pa je prema fizičkoj skali prosečna atomska masa kiseonika bila 16,0044.

U atomu kiseonika ima 8 elektrona, sa 2 elektrona na unutrašnjem nivou i 6 elektrona na spoljašnjem. Stoga, u kemijskim reakcijama, kisik može prihvatiti od donora do dva elektrona, upotpunjujući svoju vanjsku ljusku na 8 elektrona i formirajući višak negativnog naboja.

Molekularni kiseonik.

Kao i većina drugih elemenata, čiji atomi nemaju 1-2 elektrona da dovrše vanjsku ljusku od 8 elektrona, kisik čini dvoatomsku molekulu. Ovaj proces oslobađa mnogo energije (~490 kJ/mol) i, shodno tome, ista količina energije mora biti utrošena za obrnuti proces disocijacije molekula na atome. Jačina O–O veze je toliko visoka da se na 2300°C samo 1% molekula kiseonika disocira na atome. (Vrijedi napomenuti da je u formiranju molekula dušika N 2 jačina N–N veze još veća, ~710 kJ/mol.)

Elektronska struktura.

U elektronskoj strukturi molekule kiseonika, kao što se i moglo očekivati, distribucija elektrona po oktetu oko svakog atoma nije ostvarena, ali postoje nespareni elektroni, a kiseonik pokazuje svojstva tipična za takvu strukturu (na primer, interaguje sa magnetsko polje, kao paramagnet).

Reakcije.

Pod odgovarajućim uslovima, molekularni kiseonik reaguje sa gotovo svim elementima osim plemenitih gasova. Međutim, u sobnim uvjetima samo najaktivniji elementi reagiraju s kisikom prilično brzo. Vjerovatno je da se većina reakcija odvija tek nakon disocijacije kisika na atome, a disocijacija se događa samo na vrlo visokim temperaturama. Međutim, katalizatori ili druge supstance u reakcionom sistemu mogu podstaći disocijaciju O 2 . Poznato je da alkalni (Li, Na, K) i zemnoalkalni (Ca, Sr, Ba) metali reaguju sa molekularnim kiseonikom i formiraju perokside:

Prijem i prijava.

Zbog prisustva slobodnog kiseonika u atmosferi, najefikasniji način njegovog izdvajanja je ukapljivanje vazduha iz kojeg se uklanjaju nečistoće, CO 2 , prašina i dr. hemijske i fizičke metode. Ciklični proces uključuje kompresiju, hlađenje i ekspanziju, što dovodi do ukapljivanja zraka. Sa polaganim porastom temperature (frakciona destilacija), tečni zrak isparava prvo plemenite plinove (najteže za ukapljivanje), zatim dušik, a ostaje tekući kisik. Kao rezultat toga, tekući kisik sadrži tragove plemenitih plinova i relativno visok postotak dušika. Za mnoge primjene, ove nečistoće ne ometaju. Međutim, da bi se dobio kiseonik visoke čistoće, proces destilacije se mora ponoviti. Kiseonik se skladišti u rezervoarima i bocama. Koristi se u velikim količinama kao oksidant za kerozin i druga goriva u raketama i svemirskim letjelicama. Industrija čelika koristi plin kisika za puhanje željeza kroz Bessemerov proces kako bi se brzo i efikasno uklonile nečistoće C, S i P. Pušenjem kisikom se proizvodi čelik brže i bolje od zračnog. Kiseonik se takođe koristi za zavarivanje i rezanje metala (oksi-acetilenski plamen). Kiseonik se takođe koristi u medicini, na primer, za obogaćivanje respiratornog okruženja pacijenata sa otežanim disanjem. Kiseonik se može dobiti na različite načine hemijske metode, a neki od njih se koriste za dobivanje malih količina čistog kisika u laboratorijskoj praksi.

Elektroliza.

Jedna od metoda za dobivanje kisika je elektroliza vode koja sadrži male dodatke NaOH ili H 2 SO 4 kao katalizatora: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. U tom slučaju nastaju male nečistoće vodonika. Uz pomoć uređaja za pražnjenje, tragovi vodika u mješavini plinova ponovo se pretvaraju u vodu, čije se pare uklanjaju smrzavanjem ili adsorpcijom.

Termička disocijacija.

Važna laboratorijska metoda za dobijanje kiseonika, koju je predložio J. Priestley, je termička razgradnja oksida teških metala: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Priestley se fokusirao na ovo sunčeve zrake na prahu živinog oksida. Poznata laboratorijska metoda je i termička disocijacija oksosoli, na primjer, kalijev klorat u prisustvu katalizatora - mangan dioksida:

Mangan dioksid, dodat u malim količinama prije kalcinacije, omogućava održavanje potrebne temperature i brzine disocijacije, a sam MnO 2 se ne mijenja tokom procesa.

Koriste se i metode termičke razgradnje nitrata:

kao i peroksidi nekih aktivnih metala, na primjer:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Posljednja metoda je jedno vrijeme bila široko korištena za ekstrakciju kisika iz atmosfere i sastojala se u zagrijavanju BaO u zraku sve dok se nije stvorio BaO 2, nakon čega je uslijedilo termičko razlaganje peroksida. Metoda termičke razgradnje zadržava svoju važnost za proizvodnju vodikovog peroksida.

NEKA FIZIČKA SVOJSTVA KISEONIKA
atomski broj	8
Atomska masa	15,9994
Tačka topljenja, °S	–218,4
Tačka ključanja, °S	–183,0
Gustina
čvrsta materija, g/cm 3 (at t pl)	1,27
tečnost g/cm 3 (at t kip)	1,14
plinoviti, g / dm 3 (na 0 ° C)	1,429
u odnosu na vazduh	1,105
kritični a, g / cm 3	0,430
Kritična temperatura a, °C	–118,8
Kritični pritisak a, atm	49,7
Rastvorljivost, cm 3 /100 ml rastvarača
u vodi (0°C)	4,89
u vodi (100°C)	1,7
u alkoholu (25°C)	2,78
Radius, Å	0,74
kovalentna	0,66
jonski (O 2–)	1,40
Jonizacijski potencijal, V
prvo	13,614
sekunda	35,146
Elektronegativnost (F=4)	3,5
a Temperatura i pritisak pri kojima je gustina gasa i tečnosti ista.

fizička svojstva.

Kiseonik je u normalnim uslovima gas bez boje, mirisa i ukusa. Tečni kiseonik ima blijedoplavu boju. Čvrsti kiseonik postoji u najmanje tri kristalne modifikacije. Gasoviti kiseonik je rastvorljiv u vodi i verovatno stvara nestabilna jedinjenja kao što su O 2 H H 2 O, a moguće i O 2 H 2H 2 O.

Hemijska svojstva.

Kao što je već spomenuto, hemijska aktivnost kiseonika određena je njegovom sposobnošću da se disocira na atome O, koji su visoko reaktivni. Samo najaktivniji metali i minerali reaguju sa O 2 velikom brzinom pri niske temperature. Najaktivniji alkalni (IA podgrupe) i neki zemnoalkalni (IIA podgrupe) metali formiraju perokside kao što su NaO 2 i BaO 2 sa O 2 . Ostali elementi i jedinjenja reaguju samo sa produktom disocijacije O 2 . U odgovarajućim uslovima, svi elementi, osim plemenitih gasova i metala Pt, Ag, Au, reaguju sa kiseonikom. Ovi metali takođe formiraju okside, ali pod posebnim uslovima.

Elektronska struktura kiseonika (1s 2 2s 2 2p 4) je takva da O atom prihvata dva elektrona na spoljašnji nivo kako bi formirao stabilnu spoljašnju elektronsku ljusku, formirajući O 2– jon. U oksidima alkalnih metala formiraju se pretežno jonske veze. Može se pretpostaviti da su elektroni ovih metala gotovo u potpunosti privučeni kisikom. U oksidima manje aktivnih metala i nemetala prijelaz elektrona je nepotpun, a gustina negativnog naboja na kisiku je manje izražena, pa je veza manje jonska ili više kovalentna.

Prilikom oksidacije metala kisikom oslobađa se toplina čija je veličina u korelaciji sa jačinom M–O veze. Prilikom oksidacije nekih nemetala dolazi do apsorpcije toplote, što ukazuje na njihovu slabiju vezu sa kiseonikom. Takvi oksidi su termički nestabilni (ili manje stabilni od ionski vezanih oksida) i često su visoko reaktivni. U tabeli su za poređenje prikazane vrijednosti entalpija formiranja oksida najtipičnijih metala, prijelaznih metala i nemetala, elemenata A- i B-podgrupe (znak minus označava oslobađanje topline).

Može se izvući nekoliko općih zaključaka o svojstvima oksida:

1. Tačke topljenja oksida alkalnih metala opadaju sa povećanjem atomskog radijusa metala; dakle, t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O). Oksidi u kojima prevladava jonska veza imaju više visoke temperature tačke topljenja od tačaka topljenja kovalentnih oksida: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2).

2. Oksidi reaktivnih metala (IA–IIIA podgrupe) su termički stabilniji od oksida prelaznih metala i nemetala. Oksidi teških metala u najvišem oksidacionom stanju tokom termičke disocijacije formiraju okside sa nižim oksidacionim stanjima (na primer, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Takvi oksidi u visokim oksidacijskim stanjima mogu biti dobri oksidanti.

3. Najaktivniji metali stupaju u interakciju s molekularnim kisikom na povišenim temperaturama i stvaraju perokside:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Oksidi aktivnih metala formiraju bezbojne rastvore, dok su oksidi većine prelaznih metala obojeni i praktično nerastvorljivi. Vodeni rastvori metalnih oksida pokazuju bazična svojstva i predstavljaju hidrokside koji sadrže OH grupe, dok oksidi nemetala u vodenim rastvorima formiraju kiseline koje sadrže H+ ion.

5. Metali i nemetali A-podgrupe formiraju okside sa oksidacionim stanjem koje odgovara broju grupe, na primer, Na, Be i B formiraju Na 1 2 O, Be II O i B 2 III O 3, i ne- metali IVA–VIIA podgrupa C, N , S, Cl oblika C IV O 2 , NV 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Broj grupe elemenata korelira samo sa maksimalni stepen oksidacije, jer su mogući i oksidi sa nižim stepenom oksidacije elemenata. U procesima sagorevanja jedinjenja, oksidi su tipični proizvodi, na primer:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Supstance koje sadrže ugljik i ugljovodonici oksidiraju (sagorevaju) do CO 2 i H 2 O pri blagom zagrijavanju. Primjeri takvih supstanci su goriva - drvo, ulje, alkoholi (kao i ugljen - ugalj, koks i drveni ugalj). Toplina iz procesa sagorijevanja koristi se za proizvodnju pare (a zatim električne energije ili ide u elektrane), kao i za grijanje kuća. Tipične jednačine za procese sagorevanja su:

a) drvo (celuloza):

(C6H10O5) n + 6n O 2 ® 6 n CO2+5 n H 2 O + toplotna energija

b) nafta ili gas (benzin C 8 H 18 ili prirodni gas CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + toplotna energija

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + toplotna energija

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + toplotna energija

d) ugljenik (kamen ili drveni ugalj, koks):

2C + O 2 ® 2CO + toplotna energija

2CO + O 2 ® 2CO 2 + toplotna energija

Veliki broj jedinjenja koja sadrže C-, H-, N-, O sa velikom rezervom energije takođe su podložni sagorevanju. Kiseonik za oksidaciju može se koristiti ne samo iz atmosfere (kao u prethodnim reakcijama), već i iz same supstance. Za pokretanje reakcije dovoljna je lagana aktivacija reakcije, poput udarca ili potresanja. U ovim reakcijama, oksidi su također produkti sagorijevanja, ali su svi plinoviti i brzo se šire na visokoj krajnjoj temperaturi procesa. Stoga su takve tvari eksplozivne. Primjeri eksploziva su trinitroglicerin (ili nitroglicerin) C 3 H 5 (NO 3) 3 i trinitrotoluen (ili TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Oksidi metala ili nemetala s najnižim oksidacijskim stanjima elementa reagiraju s kisikom i nastaju oksidi visoki stepeni oksidacija ovog elementa:

Prirodni oksidi, dobijeni iz ruda ili sintetizovani, služe kao sirovine za proizvodnju mnogih važnih metala, na primer, gvožđa iz Fe 2 O 3 (hematit) i Fe 3 O 4 (magnetit), aluminijuma iz Al 2 O 3 (glinica ), magnezijum iz MgO (magnezija). Oksidi lakih metala se koriste u hemijska industrija za dobijanje alkalija ili baza. Kalijum peroksid KO 2 nalazi neobičnu upotrebu, jer u prisustvu vlage i kao rezultat reakcije sa njom, oslobađa kiseonik. Stoga se KO 2 koristi u respiratorima za proizvodnju kisika. Vlaga iz izdahnutog vazduha oslobađa kiseonik u respiratoru, a KOH apsorbuje CO 2 . Proizvodnja CaO oksida i kalcijum hidroksida Ca(OH) 2 je velika proizvodnja u tehnologiji keramike i cementa.

Voda (vodikov oksid).

Značaj vode H 2 O u laboratorijskoj praksi za hemijske reakcije, a u životnim procesima zahtijeva posebno razmatranje ove supstance VODA, LED I PARA). Kao što je već pomenuto, u direktnoj interakciji kiseonika i vodonika u uslovima, na primer, varničnog pražnjenja dolazi do eksplozije i stvaranja vode, sa oslobađanjem 143 kJ/(mol H 2 O).

Molekul vode ima skoro tetraedarsku strukturu, ugao H–O–H je 104° 30°. Veze u molekuli su djelomično ionske (30%) i djelomično kovalentne s velikom gustinom negativnog naboja za kisik i, shodno tome, pozitivnih naboja za vodik:

Zbog velike čvrstoće H–O veza, vodonik se teško odvaja od kisika, a voda je vrlo slaba. kiselinska svojstva. Mnoga svojstva vode određena su raspodjelom naboja. Na primjer, molekula vode formira hidrat s ionom metala:

Voda daje jedan par elektrona akceptoru, koji može biti H +:

Oksoanioni i oksokacije

- čestice koje sadrže kiseonik i imaju rezidualni negativni (oksoanioni) ili rezidualni pozitivan (oksokacije) naboj. Jon O 2– ima visok afinitet (visoku reaktivnost) za pozitivno nabijene čestice H+ tipa. Najjednostavniji predstavnik stabilnih oksoaniona je hidroksidni ion OH - . Ovo objašnjava nestabilnost atoma sa velikom gustinom naelektrisanja i njihovu delimičnu stabilizaciju kao rezultat dodavanja čestice sa pozitivnim nabojem. Stoga, kada aktivni metal (ili njegov oksid) djeluje na vodu, nastaje OH, a ne O 2–:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH - + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH -

Složeniji oksoanioni nastaju iz kisika s metalnim ionom ili nemetalnom česticom koja ima veliki pozitivni naboj, što rezultira stabilnijim nisko nabijenim česticama, na primjer:

°C formira se tamnoljubičasta čvrsta supstanca. Tečni ozon je slabo rastvorljiv u tečnom kiseoniku, a 49 cm 3 O 3 otapa se u 100 g vode na 0°C. Po hemijskim svojstvima, ozon je mnogo aktivniji od kiseonika, a po oksidacionim svojstvima je drugi posle O, F 2 i OF 2 (kiseonik difluorid). Normalna oksidacija proizvodi oksid i molekularni kisik O 2 . Pod dejstvom ozona na aktivne metale pod posebnim uslovima nastaju ozonidi sastava K + O 3 -. Ozon se u industriji dobija za posebne namjene, dobar je dezinficijens i koristi se za prečišćavanje vode i kao izbjeljivač, poboljšava stanje atmosfere u zatvorenim sistemima, dezinficira predmete i hranu, ubrzava sazrijevanje žitarica i voća. U hemijskom laboratoriju, ozonizator se često koristi za proizvodnju ozona, koji je neophodan za neke metode hemijske analize i sinteze. Guma se lako uništava čak i pod utjecajem niskih koncentracija ozona. U nekim industrijskim gradovima značajna koncentracija ozona u zraku dovodi do brzog propadanja gumenih proizvoda ako nisu zaštićeni antioksidansima. Ozon je veoma toksičan. Uzrokuje kontinuirano udisanje zraka čak i uz vrlo niske koncentracije ozona glavobolja, mučnina i druga neprijatna stanja.

Uvod

Svaki dan udišemo vazduh koji nam je potreban. Da li ste ikada razmišljali o tome od čega, tačnije, od kojih se materija sastoji vazduh? Najviše sadrži azota (78%), zatim kiseonika (21%) i inertnih gasova (1%). Iako kiseonik ne čini najosnovniji deo vazduha, bez njega atmosfera bi bila nenastanjiva. Zahvaljujući njemu na Zemlji postoji život, jer dušik, zajedno i pojedinačno, šteti ljudima. Pogledajmo svojstva kiseonika.

Fizička svojstva kiseonika

U vazduhu se kiseonik jednostavno ne razlikuje, jer je u normalnim uslovima gas bez ukusa, boje i mirisa. Ali kiseonik se može veštački prebaciti u druga agregatna stanja. Dakle, na -183 o C postaje tečno, a na -219 o C stvrdnjava. Ali čvrsti i tečni kiseonik može dobiti samo osoba, a u prirodi postoji samo u gasovitom stanju. izgleda ovako (fotografija). I tvrd kao led.

Fizička svojstva kisika također su struktura molekula jednostavne tvari. Atomi kiseonika formiraju dve takve supstance: kiseonik (O 2) i ozon (O 3). Model molekule kiseonika prikazan je u nastavku.

Kiseonik. Hemijska svojstva

Prva stvar s kojom počinje hemijska karakteristika elementa je njegova pozicija u periodičnom sistemu D. I. Mendeljejeva. Dakle, kiseonik je u 2. periodu 6. grupe glavne podgrupe na broju 8. Njegova atomska masa je 16 amu, on je nemetal.

IN neorganska hemija njegovi binarni spojevi sa drugim elementima su spojeni u zasebnu - okside. Kiseonik može formirati hemijska jedinjenja sa metalima i nemetalima.

Hajde da razgovaramo o tome da ga dobijemo u laboratorijama.

Kiseonik se može hemijski proizvesti razgradnjom kalijum permanganata, vodikovog peroksida, bertolet soli, nitrata aktivnih metala i oksida teških metala. Razmotrite jednadžbe reakcije za svaku od ovih metoda.

1. Elektroliza vode:

H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2

5. Razgradnja oksida teških metala (npr. živin oksid):

2HgO \u003d 2Hg + O 2

6. Razgradnja nitrata aktivnih metala (na primjer, natrijum nitrata):

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Primena kiseonika

Završili smo sa hemijskim svojstvima. Sada je vrijeme da razgovaramo o upotrebi kisika u ljudskom životu. Potreban je za sagorevanje goriva u elektro i termoelektranama. Koristi se za proizvodnju čelika od livenog gvožđa i starog metala, za zavarivanje i rezanje metala. Kiseonik je potreban za vatrogasne maske, ronilačke cilindre, koristi se u crnoj i obojenoj metalurgiji, pa čak i u proizvodnji eksploziva. Takođe u prehrambenoj industriji, kiseonik je poznat kao aditiv za hranu E948. Čini se da nema industrije u kojoj se ne koristi, ali ima najvažniju ulogu u medicini. Tamo ga zovu "medicinski kiseonik". Da bi kiseonik bio upotrebljiv, on je prethodno komprimovan. Fizička svojstva kisika doprinose činjenici da se može komprimirati. U ovom obliku se pohranjuje u cilindrima sličnim ovim.

Koristi se u reanimaciji i operacijama u opremi za održavanje životnih procesa u organizmu bolesnog pacijenta, kao i u liječenju određenih bolesti: dekompresija, patologije gastrointestinalnog trakta. Uz njegovu pomoć, ljekari svakodnevno spašavaju mnoge živote. Hemijski i fizička svojstva kiseonik doprinose činjenici da se tako široko koristi.

DEFINICIJA

Kiseonik- osmi element Periodni sistem. Odnosi se na nemetale. Nalazi se u drugom periodu VI grupe A podgrupe.

Redni broj je 8. Naelektrisanje jezgra je +8. Atomska težina - 15.999 amu U prirodi se javljaju tri izotopa kiseonika: 16 O, 17 O i 18 O, od kojih je 16 O najčešći (99,762%).

Elektronska struktura atoma kiseonika

Atom kiseonika ima dve ljuske, kao i svi elementi koji se nalaze u drugom periodu. Grupni broj -VI (halkogeni) - označava da postoji 6 valentnih elektrona na vanjskom elektronskom nivou atoma dušika. Ima visoku oksidacionu sposobnost (samo je fluor veći).

Rice. 1. Šematski prikaz strukture atoma kiseonika.

Elektronska konfiguracija osnovnog stanja je zapisana na sljedeći način:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Kiseonik je element p-porodice. Energetski dijagram za valentne elektrone u nepobuđenom stanju je sljedeći:

Kiseonik ima 2 para uparenih elektrona i dva nesparena elektrona. U svim svojim jedinjenjima, kisik pokazuje valenciju II.

Rice. 2. Prostorna slika strukture atoma kiseonika.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Forme kiseonikaperoksidi sa oksidacijskim stanjem od −1.
- Na primjer, peroksidi se dobijaju sagorevanjem alkalnih metala u kiseoniku:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

- Neki oksidi apsorbuju kiseonik:
2BaO + O 2 → 2BaO 2

- Prema principima sagorevanja koje su razvili A. N. Bach i K. O. Engler, oksidacija se odvija u dva stupnja sa formiranjem srednjeg peroksidnog jedinjenja. Ovo intermedijerno jedinjenje može se izolovati, na primjer, kada se plamen gorućeg vodonika ohladi ledom, zajedno s vodom, nastaje vodikov peroksid:
H 2 + O 2 → H 2 O 2

Superoksidi imaju oksidaciono stanje od -1/2, odnosno jedan elektron na dva atoma kiseonika (O 2 - jon). Dobija se interakcijom peroksida s kisikom na povišenih pritisaka i temperatura:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Ozonidi sadrže O 3 jon - sa oksidacijskim stanjem od -1/3. Dobija se djelovanjem ozona na hidrokside alkalnih metala:
KOH (tv.) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

I on dioxygenyl O 2 + ima oksidacijsko stanje od +1/2. Uhvatite reakciju:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Kiseonički fluoridi
kiseonik difluorid, OF 2 oksidaciono stanje +2, dobija se propuštanjem fluora kroz rastvor alkalije:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

Kiseonik monofluorid (Dioksidifluorid), O 2 F 2 , nestabilan, oksidaciono stanje +1. Dobija se iz mješavine fluora i kisika u svjetlećem pražnjenju na temperaturi od -196°C.

Propuštanjem usijanog pražnjenja kroz mješavinu fluora sa kisikom na određenom pritisku i temperaturi, dobivaju se mješavine viših fluorida kisika O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 i O 6 F 2.
Kiseonik podržava procese disanja, sagorevanja i propadanja. U slobodnom obliku, element postoji u dvije alotropske modifikacije: O 2 i O 3 (ozon).

Primena kiseonika

Široka industrijska upotreba kiseonika počela je sredinom 20. veka, nakon pronalaska turboekspandera - uređaja za ukapljivanje i odvajanje tečnog vazduha.

U metalurgiji

Konverterski način proizvodnje čelika povezan je s upotrebom kisika.

Zavarivanje i rezanje metala

Kiseonik u bocama se široko koristi za plamensko rezanje i zavarivanje metala.

Raketno gorivo

Tečni kiseonik, vodikov peroksid, azotna kiselina i druga jedinjenja bogata kiseonikom koriste se kao oksidaciono sredstvo za raketno gorivo. Mješavina tekućeg kisika i tekućeg ozona jedan je od najjačih oksidacijskih sredstava za raketno gorivo (specifični impuls mješavine vodonik-ozon je veći od specifičnog impulsa za par vodonik-fluor i vodonik-kisik-fluorid).

U medicini

Kiseonik se koristi za obogaćivanje respiratornih gasnih smeša u slučaju respiratorne insuficijencije, za lečenje astme, u obliku koktela kiseonika, jastuka sa kiseonikom itd.

U prehrambenoj industriji

U prehrambenoj industriji kiseonik je registrovan kao aditiva za hranu E948, kao pogonsko gorivo i gas za pakovanje.

Biološka uloga kiseonika

Živa bića udišu kiseonik u vazduhu. Kiseonik se široko koristi u medicini. Kod kardiovaskularnih bolesti, radi poboljšanja metaboličkih procesa, u želudac se unosi kisikova pjena („kiseonički koktel“). Subkutano davanje kiseonika koristi se za trofične čireve, elefantijazu, gangrenu i druge teške bolesti. Za dezinfekciju i dezodoraciju i prečišćavanje vazduha pije vodu koristiti umjetno obogaćivanje ozonom. Radioaktivni izotop kisika 15 O koristi se za proučavanje brzine protoka krvi, plućne ventilacije.

Toksični derivati ​​kiseonika

Neki derivati ​​kiseonika (takozvane reaktivne vrste kiseonika), kao što su singletni kiseonik, vodikov peroksid, superoksid, ozon i hidroksilni radikal, su visoko toksični proizvodi. Nastaju u procesu aktivacije ili djelomične redukcije kisika. Superoksid (superoksidni radikal), vodikov peroksid i hidroksilni radikal mogu se formirati u ćelijama i tkivima ljudskog i životinjskog tijela i uzrokovati oksidativni stres.

Izotopi kiseonika

Kiseonik ima tri stabilna izotopa: 16 O, 17 O i 18 O, čiji je prosječni sadržaj 99,759%, 0,037% i 0,204% od ukupnog broja atoma kisika na Zemlji. Oštra prevlast najlakšeg od njih, 16 O, u mješavini izotopa je posljedica činjenice da se jezgro atoma 16 O sastoji od 8 protona i 8 neutrona. A takva jezgra, kao što slijedi iz teorije strukture atomskog jezgra, imaju posebnu stabilnost.

Postoje radioaktivni izotopi 11 O, 13 O, 14 O (vrijeme poluraspada 74 sek), 15 O (T 1/2 = 2,1 min), 19 O (T 1/2 = 29,4 sek), 20 O (kontroverzno poluraspad). podaci o životnom vijeku od 10 minuta do 150 godina).

Dodatne informacije

Jedinjenja kiseonika
Tečni kiseonik
Ozon

Kiseonik, Oxygenium, O(8)
Otkriće kiseonika (Oxygen, Francuski Oxygene, Nemački Sauerstoff) označilo je početak modernog perioda u razvoju hemije. Od davnina je poznato da je za sagorevanje potreban vazduh, ali je tokom mnogo vekova proces sagorevanja ostao neshvatljiv. Tek u XVII veku. Mayow i Boyle, nezavisno jedan od drugog, izneli su ideju da vazduh sadrži neku supstancu koja podržava sagorevanje, ali ta potpuno racionalna hipoteza tada nije razvijena, budući da je koncept sagorevanja kao procesa povezivanja tela koje gori sa određenim činilo se da je sastavni dio zraka u suprotnosti sa tako očiglednim činom kao što je činjenica da se tokom sagorijevanja odvija raspadanje gorućeg tijela na elementarne komponente. Na toj osnovi je na prijelazu iz XVII vijeka. nastala je teorija flogistona koju su stvorili Becher i Stahl. Dolaskom hemijsko-analitičkog perioda u razvoju hemije (druga polovina 18. veka) i pojavom „pneumatske hemije“ — jedne od glavnih grana hemijsko-analitičkog polja — sagorevanja, kao i disanja. , ponovo je privukao pažnju istraživača. Otkriće različitih gasova i utvrđivanje njihove važne uloge u hemijskim procesima bilo je jedan od glavnih podsticaja za sistematska proučavanja procesa sagorevanja koje je preduzimao Lavoazije. Kiseonik je otkriven početkom 70-ih godina 18. veka.

Prvi izvještaj o ovom otkriću Priestley je napravio na sastanku Engleskog kraljevskog društva 1775. Priestley je, zagrijavajući crveni živin oksid velikim staklom koji gori, dobio plin u kojem je svijeća gorjela jače nego u običnom zraku, a bljesnula je tinjajuća baklja. Priestley je odredio neka svojstva novog plina i nazvao ga daflogističkim zrakom. Međutim, dvije godine ranije, Priestley (1772) Scheele je također primio kisik razgradnjom živinog oksida i drugim metodama. Šele je ovaj gas nazvao vatrenim vazduhom (Feuerluft). Šele je uspeo da sačini izveštaj o svom otkriću tek 1777.

Godine 1775. Lavoisier je prijavio Pariskoj akademiji nauka da je uspio da dobije "najčistiji dio zraka koji nas okružuje" i opisao svojstva ovog dijela zraka. U početku je Lavoisier ovaj "vazduh" nazvao empirijskom, vitalnom (Air empireal, Air vital) osnovom vitalnog zraka (Base de l "air vital). Gotovo istovremeno otkriće kisika od strane nekoliko naučnika u različite zemlje izazvalo sporove oko prioriteta. Priestley je bio posebno uporan u priznavanju sebe kao otkrića. U suštini, ovi sporovi do sada nisu okončani. Detaljno proučavanje svojstava kiseonika i njegove uloge u procesima sagorevanja i formiranja oksida dovelo je Lavoazijea do pogrešnog zaključka da je ovaj gas princip stvaranja kiseline. Godine 1779. Lavoisier je, u skladu sa ovim zaključkom, uveo novo ime za kiseonik - princip stvaranja kiseline (principe acidifiant ou principe oxygine). Riječ oxygine koja se pojavljuje u ovom složenom nazivu Lavoisier je izveo iz grčke kiseline i "ja proizvodim".