Dobijanje kiseonika u prirodi. Fizička i hemijska svojstva kiseonika

§8 Elementi VI I grupe.

Kiseonik, sumpor, selen, telur, polonijum.

Opće informacije elementi VI A grupa:

Elementi grupe VI A (osim polonijuma) nazivaju se halkogenidi. Na vanjskom elektronskom nivou ovih elemenata nalazi se šest valentnih elektrona (ns 2 np 4), tako da oni pokazuju valentnost 2 u normalnom stanju, a -4 ili 6 u pobuđenom stanju (osim kisika). Atom kisika razlikuje se od atoma drugih elemenata podgrupe po odsustvu d-podnivoa u vanjskom elektronskom sloju, što uzrokuje visoke energetske troškove za "uparivanje" njegovih elektrona, koji se ne kompenziraju energijom elektrona. formiranje novih kovalentnih veza. Dakle, kovalentnost kiseonika je dva. Međutim, u nekim slučajevima, atom kisika, koji ima nepodijeljene parove elektrona, može djelovati kao donor elektrona i formirati dodatne kovalentne veze prema mehanizmu donor-akceptor.

Elektronegativnost ovih elemenata postepeno opada u redu O-S-Se-Te-Rho. Stepen oksidacije od -2, +2, +4, +6. Radijus atoma se povećava, što slabi nemetalne osobine elemenata.

Elementi ove podgrupe formiraju jedinjenja oblika H 2 R sa vodonikom (H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 Ro).Ova jedinjenja, rastvarajući se u vodi, formiraju kiseline. Svojstva kiselina povećanje u pravcu H 2 O→H 2 S→H 2 Se→H 2 Te→H 2 Po. S, Se i Te sa kiseonikom formiraju jedinjenja tipa RO 2 i RO 3. Od ovih oksida nastaju kiseline tipa H 2 RO 3 i H 2 RO 4. Sa povećanjem serijskog broja, jačina kiselina se smanjuje. Svi oni imaju oksidirajuća svojstva. Kiseline poput H 2 RO 3 takođe pokazuju redukciona svojstva.

Kiseonik

Prirodna jedinjenja i preparati: Kiseonik je najzastupljeniji element u zemljinoj kori. U slobodnom stanju nalazi se u atmosferskom vazduhu (21%); u vezanom obliku, dio je vode (88,9%), minerala, stijene i sve supstance od kojih su građeni organizmi biljaka i životinja. atmosferski vazduh To je mješavina mnogih plinova, čiji su glavni dio dušik i kisik, te male količine plemenitih plinova, ugljičnog dioksida i vodene pare. Ugljični dioksid nastaje u prirodi tokom sagorijevanja drva, uglja i drugih goriva, disanja životinja i propadanja. Na nekim mjestima globus CO 2 se oslobađa u zrak zbog vulkanske aktivnosti, kao i iz podzemnih izvora.

Prirodni kiseonik se sastoji od tri stabilna izotopa: 8 16 O (99,75%), 8 17 O (0,04), 8 18 O (0,20). Izotopi 8 14 O, 8 15 O, 8 19 O su također dobiveni umjetnim putem.

Kiseonik je prvi put u čistom obliku dobio K.W.Scheele 1772. godine, a zatim 1774. godine D.Yu.Priestley, koji ga je izolovao iz HgO. Međutim, Priestley nije znao da je plin koji je primio dio zraka. Samo nekoliko godina kasnije, Lavoisier, koji je detaljno proučavao svojstva ovog gasa, ustanovio je da je on glavni deo vazduha.

U laboratoriji se kisik dobiva sljedećim metodama:

E elektroliza vode. Da bi se povećala električna provodljivost vode, dodaje joj se alkalna otopina (obično 30% KOH) ili sulfati alkalnih metala:

Uopšteno govoreći: 2H 2 O → 2H 2 + O 2

Na katodi: 4H 2 O + 4e¯ → 2H 2 + 4OH¯

Na anodi: 4OH−4e→2H 2 O+O 2

- Razgradnja jedinjenja koja sadrže kiseonik:

Termička razgradnja Bertoletove soli pod dejstvom MnO 2 katalizatora.

KClO 3 → 2KCl + 3O 2

Termička razgradnja kalijum permanganata

KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.

Termička razgradnja nitrata alkalnih metala:

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2.

Razgradnja peroksida:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2.

2VaO 2 → 2VaO+O 2.

Termička razgradnja živinog oksida (II):

2HgO → 2HgO + O 2.

Interakcija peroksida alkalnih metala sa ugljičnim monoksidom (IV):

2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2.

Termička razgradnja izbjeljivača u prisustvu katalizatora - soli kobalta:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 + O 2.

Oksidacija vodikovog peroksida kalijevim permanganatom u kiseloj sredini:

2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 → K 2 SO 4 + 2Mn SO 4 + 8H 2 O + 5O 2.

U industriji: Trenutno se kisik u industriji proizvodi frakcijskom destilacijom tekućeg zraka. Sa slabim zagrijavanjem tekućeg zraka, dušik se prvo odvaja od njega (t bale (N 2) = -196ºC), zatim se oslobađa kisik (t bale (O 2) = -183ºS).

Kiseonik dobijen ovom metodom sadrži nečistoće dušika. Stoga, da bi se dobio čisti kiseonik, rezultujuća smeša se ponovo destiluje i na kraju se dobije 99,5% kiseonika. Osim toga, dio kisika se dobiva elektrolizom vode. Elektrolit je 30% rastvor KOH.

Kiseonik se obično skladišti u plavim bocama pod pritiskom od 15 MPa.

fiziko- Hemijska svojstva: Kiseonik je gas bez boje, mirisa, ukusa, malo teži od vazduha, slabo rastvorljiv u vodi. Kiseonik pri pritisku od 0,1 MPa i temperaturi od -183ºS prelazi u tečno stanje, na -219ºS se smrzava. U tekućem i čvrstom stanju privlači ga magnet.

Prema metodi valentnih veza, struktura molekule kiseonika, predstavljena shemom -:Ö::Ö: , ne objašnjava veliku snagu molekula koji ima paramagnetna svojstva, odnosno nesparene elektrone u normalnom stanju.

Kao rezultat vezivanja elektrona dva atoma, formira se jedan zajednički elektronski par, nakon čega nespareni elektron u svakom atomu formira međusobnu vezu s nepodijeljenim parom drugog atoma, a između njih se formira veza od tri elektrona. . U pobuđenom stanju, molekul kiseonika pokazuje dijamagnetna svojstva, koja odgovaraju strukturi prema šemi: Ö=Ö: ,

Dva elektrona nedostaju da popune nivo elektrona u atomu kiseonika. Dakle, kiseonik unutra hemijske reakcije može lako dobiti dva elektrona i pokazati oksidacijsko stanje od -2. Kiseonik samo u jedinjenjima sa elektronegativnijim elementom fluora pokazuje oksidaciono stanje +1 i +2: O 2 F 2, OF 2.

Kiseonik je jako oksidaciono sredstvo. Ne reaguje samo sa teškim inertnim gasovima (Kr, Xe, He, Rn), sa zlatom i platinom. Oksidi ovih elemenata nastaju na druge načine. Kisik je uključen u reakcije sagorevanja, oksidacije, kako sa jednostavnim tako i sa složenim materijama. Kada nemetali stupaju u interakciju sa kiseonikom, nastaju oksidi koji stvaraju kiseline ili soli, a kada metali interaguju, nastaju amfoterni ili mešani oksidi.Tako kiseonik reaguje sa fosforom na temperaturi od ~60°C,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Sa metalima - oksidi odgovarajućih metala

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

kada se alkalni metali zagrijavaju na suhom zraku, samo litijum stvara oksid Li 2 O, a ostalo su peroksidi i superoksidi:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2

Kiseonik reaguje sa vodonikom na 300 °C:

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

Kada je u interakciji s fluorom, ispoljava svojstva redukcije:

O 2 + F 2 = F 2 O 2 (u električnom pražnjenju),

sa sumporom - na temperaturi od oko 250 ° C:

S + O 2 \u003d SO 2.

Kiseonik reaguje sa grafitom na 700 °C

C + O 2 \u003d CO 2.

Interakcija kisika s dušikom počinje tek na 1200°C ili u električnom pražnjenju.

Četiri elementa - "halkogen" (tj. "rađanje bakra") predvode glavnu podgrupu grupe VI (prema novoj klasifikaciji - 16. grupa) periodnog sistema. Pored sumpora, telura i selena, oni takođe sadrže kiseonik. Pogledajmo pobliže svojstva ovog najčešćeg elementa na Zemlji, kao i upotrebu i proizvodnju kiseonika.

Obilje elemenata

U vezanom obliku ulazi kiseonik hemijski sastav voda - njen procenat je oko 89%, kao i u sastavu ćelija svih živih bića - biljaka i životinja.

U zraku je kisik u slobodnom stanju u obliku O2, koji zauzima petinu njegovog sastava, a u obliku ozona - O3.

Physical Properties

Kiseonik O2 je gas bez boje, ukusa i mirisa. Slabo je rastvorljiv u vodi. Tačka ključanja je 183 stepena ispod nule Celzijusa. U tečnom obliku kiseonik ima plavu boju, au čvrstom obliku stvara plave kristale. Tačka topljenja kristala kiseonika je 218,7 stepeni ispod nule Celzijusa.

Hemijska svojstva

Kada se zagrije, ovaj element reagira s mnogim jednostavnim tvarima, kako metalima tako i nemetalima, pri čemu tvori takozvane okside - spojeve elemenata s kisikom. u koje elementi ulaze s kisikom naziva se oksidacija.

Na primjer,

4Na + O2= 2Na2O

2. Kroz razgradnju vodikovog peroksida kada se zagrije u prisustvu mangan oksida, koji djeluje kao katalizator.

3. Kroz razgradnju kalijum permanganata.

Proizvodnja kiseonika u industriji odvija se na sledeće načine:

1. Za tehničke svrhe kiseonik se dobija iz vazduha, u kome je njegov uobičajeni sadržaj oko 20%, tj. peti dio. Da bi se to postiglo, prvo se spaljuje vazduh, dobijajući mešavinu sa sadržajem tečnog kiseonika od oko 54%, tečnog azota - 44% i tekućeg argona - 2%. Zatim se ovi gasovi odvajaju postupkom destilacije koristeći relativno mali interval između tačaka ključanja tečnog kiseonika i tečnog azota - minus 183 i minus 198,5 stepeni, respektivno. Ispostavilo se da dušik isparava prije kisika.

Moderna oprema osigurava proizvodnju kisika bilo kojeg stepena čistoće. Azot, koji se dobija odvajanjem tečnog vazduha, koristi se kao sirovina u sintezi njegovih derivata.

2. takođe daje kiseonik u veoma čistoj meri. Ova metoda je postala široko rasprostranjena u zemljama s bogatim resursima i jeftinom električnom energijom.

Primena kiseonika

Kiseonik je najvažniji element u životu čitave naše planete. Ovaj plin, koji se nalazi u atmosferi, u procesu troše životinje i ljudi.

Dobijanje kiseonika je veoma važno za oblasti ljudske delatnosti kao što su medicina, zavarivanje i rezanje metala, miniranje, vazduhoplovstvo (za disanje ljudi i za rad motora), metalurgija.

U procesu ljudske ekonomske aktivnosti, kiseonik se troši u velikim količinama - na primjer, tokom sagorijevanja razne vrste goriva: prirodni gas, metan, ugalj, drvo. U svim tim procesima nastaje, a priroda je omogućila proces prirodnog vezivanja ovog jedinjenja fotosintezom, koja se odvija u zelenim biljkama pod uticajem sunčeve svetlosti. Kao rezultat ovog procesa nastaje glukoza koju biljka zatim koristi za izgradnju svojih tkiva.

Plan:

    Istorija otkrića

    Porijeklo imena

    Biti u prirodi

    Potvrda

    Fizička svojstva

    Hemijska svojstva

    Aplikacija

10. Izotopi

Kiseonik

Kiseonik- element 16. grupe (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podgrupa grupe VI), drugi period periodnog sistema hemijski elementi D. I. Mendeljejev, sa atomskim brojem 8. Označava se simbolom O (lat. Oxygenium). Kiseonik je reaktivan nemetal i najlakši je element grupe halkogena. jednostavna supstanca kiseonik(CAS broj: 7782-44-7) u normalnim uslovima - gas bez boje, ukusa i mirisa, čija se molekula sastoji od dva atoma kiseonika (formula O 2), pa se zbog toga naziva i dioksigen. svetlo plava, a čvrsta materija su svetloplavi kristali.

Postoje i drugi alotropni oblici kiseonika, na primer, ozon (CAS broj: 10028-15-6) - u normalnim uslovima, plavi gas specifičnog mirisa, čiji se molekul sastoji od tri atoma kiseonika (formula O 3).

    Istorija otkrića

Službeno se vjeruje da je kisik otkrio engleski hemičar Joseph Priestley 1. avgusta 1774. razlaganjem živinog oksida u hermetički zatvorenoj posudi (Priestley je usmjeravao sunčeve zrake na ovo jedinjenje pomoću moćnog sočiva).

Međutim, Priestley u početku nije shvatio da je otkrio novu jednostavnu supstancu, vjerovao je da je izolirao jedan od sastavnih dijelova zraka (i nazvao je ovaj plin "deflogisticirani zrak"). Priestley je svoje otkriće prijavio izvanrednom francuskom hemičaru Antoineu Lavoisieru. A. Lavoisier je 1775. ustanovio da je kiseonik sastavni deo vazduha, kiselina i da se nalazi u mnogim supstancama.

Nekoliko godina ranije (1771.), švedski hemičar Carl Scheele je dobio kiseonik. Kalcinirao je salitru sumpornom kiselinom, a zatim razgradio nastali dušikov oksid. Scheele je ovaj plin nazvao "vatrenim zrakom" i opisao svoje otkriće u knjizi objavljenoj 1777. (upravo zato što je knjiga objavljena kasnije nego što je Priestley najavio svoje otkriće, ovaj drugi se smatra otkrićem kisika). Šele je takođe prijavio svoje iskustvo Lavoisieru.

Važna faza koja je doprinijela otkriću kisika bio je rad francuskog kemičara Pierrea Bayena, koji je objavio rad o oksidaciji žive i naknadnoj razgradnji njenog oksida.

Konačno, A. Lavoisier je konačno shvatio prirodu nastalog plina, koristeći informacije Priestleya i Scheelea. Njegov rad je bio od velike važnosti, jer je zahvaljujući njemu srušena teorija flogistona koja je u to vrijeme dominirala i kočila razvoj hemije. Lavoisier je proveo eksperiment sagorevanja različitih supstanci i opovrgnuo teoriju flogistona objavljivanjem rezultata o težini spaljenih elemenata. Težina pepela premašila je početnu težinu elementa, što je Lavoisieru dalo pravo da tvrdi da se tokom sagorijevanja događa kemijska reakcija (oksidacija) tvari, s tim u vezi povećava se masa izvorne tvari, što opovrgava teorija flogistona.

Dakle, zasluge za otkriće kiseonika zapravo dijele Priestley, Scheele i Lavoisier.

    Porijeklo imena

Riječ kiseonik (nazvana u početkom XIX veka još uvek „kiselost”), za njenu pojavu u ruskom jeziku donekle je zaslužan M.V. Lomonosov, koji je uveo, zajedno sa drugim neologizmima, reč „kiselina”; tako je riječ "kiseonik", zauzvrat, bila pausiranje termina "kiseonik" (francuski oxygène), koji je predložio A. Lavoisier (od drugih grčkih ὀξύς - "kiseo" i γεννάω - "rađam"), što se prevodi kao "generisanje kiseline", što je povezano sa njegovim izvornim značenjem - "kiselina", što je ranije značilo supstance zvane oksidi prema savremenoj međunarodnoj nomenklaturi.

    Biti u prirodi

Kiseonik je najčešći element na Zemlji, njegov udio (kao dio različitih spojeva, uglavnom silikata) čini oko 47,4% mase čvrste zemljine kore. Morske i slatke vode sadrže ogromnu količinu vezanog kiseonika - 88,8% (masenih), u atmosferi je sadržaj slobodnog kiseonika 20,95% po zapremini i 23,12% po masi. Više od 1500 jedinjenja zemljine kore sadrži kiseonik u svom sastavu.

Kiseonik je prisutan u mnogima organska materija i prisutan je u svim živim ćelijama. Što se tiče broja atoma u živim ćelijama, to je oko 25%, u smislu masenog udjela - oko 65%.

    Potvrda

Trenutno se u industriji kiseonik dobija iz vazduha. Glavna industrijska metoda za dobivanje kisika je kriogena destilacija. Postrojenja za kisik bazirana na membranskoj tehnologiji također su dobro poznata i uspješno se koriste u industriji.

U laboratorijama se koristi industrijski kisik koji se isporučuje u čeličnim bocama pod pritiskom od oko 15 MPa.

Male količine kiseonika mogu se dobiti zagrevanjem kalijum permanganata KMnO 4:

Također se koristi reakcija katalitičke razgradnje vodikovog peroksida H 2 O 2 u prisustvu mangan (IV) oksida:

Kiseonik se može dobiti katalitičkom razgradnjom kalijum hlorata (bertolet soli) KClO 3:

Laboratorijske metode za proizvodnju kisika uključuju metodu elektrolize vodenih otopina alkalija, kao i razgradnju živinog (II) oksida (pri t = 100 °C):

Na podmornicama se obično dobiva reakcijom natrijevog peroksida i ugljičnog dioksida koje osoba izdahne:

    Fizička svojstva

U okeanima je sadržaj rastvorenog O 2 veći u hladnom vodom, a manje - na toplom.

U normalnim uslovima kiseonik je gas bez boje, ukusa i mirisa.

1 litar ima masu od 1,429 g. Nešto je teži od zraka. Slabo rastvorljiv u vodi (4,9 ml/100 g na 0°C, 2,09 ml/100 g na 50°C) i alkoholu (2,78 ml/100 g na 25°C). Dobro se otapa u rastopljenom srebru (22 zapremine O 2 u 1 zapremini Ag na 961 °C). Međuatomska udaljenost - 0,12074 nm. Paramagnetski je.

Kada se gasoviti kiseonik zagreva, dolazi do njegove reverzibilne disocijacije na atome: na 2000 °C - 0,03%, na 2600 °C - 1%, 4000 °C - 59%, 6000 °C - 99,5%.

Tečni kiseonik (tačka ključanja -182,98 °C) je blijedoplava tekućina.

O 2 fazni dijagram

Čvrsti kiseonik (tačka topljenja -218,35°C) - plavi kristali. Poznato je šest kristalnih faza, od kojih tri postoje pri pritisku od 1 atm.:

    α-O 2 - postoji na temperaturama ispod 23,65 K; svetlo plavi kristali pripadaju monoklinskom sistemu, parametri ćelije a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

    β-O 2 - postoji u temperaturnom opsegu od 23,65 do 43,65 K; blijedoplavi kristali (sa povećanjem pritiska, boja prelazi u ružičastu) imaju romboedarsku rešetku, parametri ćelije a=4,21 Å, α=46,25°.

    γ-O 2 - postoji na temperaturama od 43,65 do 54,21 K; blijedoplavi kristali imaju kubičnu simetriju, period rešetke a=6,83 Å.

Pri visokim pritiscima nastaju još tri faze:

    δ-O 2 temperaturni opseg 20-240 K i pritisak 6-8 GPa, narandžasti kristali;

    ε-O 4 pritisak od 10 do 96 GPa, boja kristala od tamno crvene do crne, monoklinski sistem;

    ζ-O n pritisak veći od 96 GPa, metalno stanje sa karakterističnim metalnim sjajem, pri niske temperature prelazi u supravodljivo stanje.

    Hemijska svojstva

Snažan oksidant, stupa u interakciju sa gotovo svim elementima, formirajući okside. Oksidacijsko stanje je −2. U pravilu, reakcija oksidacije teče oslobađanjem topline i ubrzava se s povećanjem temperature (vidi Sagorijevanje). Primjer reakcija koje se odvijaju na sobnoj temperaturi:

Oksidira spojeve koji sadrže elemente s nemaksimalnim oksidacijskim stanjem:

Oksidira većinu organskih jedinjenja:

Pod određenim uslovima moguće je izvršiti blagu oksidaciju organskog jedinjenja:

Kiseonik reaguje direktno (u normalnim uslovima, kada se zagreva i/ili u prisustvu katalizatora) sa svim jednostavnim supstancama, osim sa Au i inertnim gasovima (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcije sa halogenima se javljaju pod uticajem električnog pražnjenja ili ultraljubičastog zračenja. Oksidi zlata i teški inertni gasovi (Xe, Rn) su dobijeni indirektno. U svim dvoelementnim jedinjenjima kiseonika sa drugim elementima, kiseonik ima ulogu oksidacionog sredstva, osim jedinjenja sa fluorom

Kiseonik formira perokside sa oksidacionim stanjem atoma kiseonika formalno jednakim -1.

Na primjer, peroksidi se dobijaju sagorevanjem alkalnih metala u kiseoniku:

Neki oksidi apsorbuju kiseonik:

Prema teoriji sagorijevanja koju su razvili A. N. Bach i K. O. Engler, oksidacija se odvija u dva stupnja sa stvaranjem srednjeg peroksidnog jedinjenja. Ovo intermedijerno jedinjenje može se izolovati, na primjer, kada se plamen gorućeg vodika ohladi ledom, zajedno s vodom, nastaje vodikov peroksid:

U superoksidima, kiseonik formalno ima oksidaciono stanje od -½, odnosno jedan elektron na dva atoma kiseonika (jon O -2). Dobija se interakcijom peroksida s kisikom pri povišenom tlaku i temperaturi:

Kalijum K, rubidijum Rb i cezij Cs reaguju sa kiseonikom i formiraju superokside:

U dioksigenil ionu O 2 +, kisik formalno ima oksidacijsko stanje +½. Uhvatite reakciju:

Kiseonički fluoridi

Kiseonik difluorid, OF 2 oksidaciono stanje kiseonika +2, dobija se propuštanjem fluora kroz rastvor alkalije:

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

Propuštanjem usijanog pražnjenja kroz mješavinu fluora sa kisikom na određenom tlaku 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.

Kvantnomehanički proračuni predviđaju stabilno postojanje jona OF 3 + trifluorohidroksonijum. Ako ovaj ion zaista postoji, tada će oksidacijsko stanje kisika u njemu biti +4.

Kiseonik podržava procese disanja, sagorevanja i propadanja.

U slobodnom obliku, element postoji u dvije alotropske modifikacije: O 2 i O 3 (ozon). Kako su 1899. ustanovili Pierre Curie i Maria Sklodowska-Curie, pod uticajem jonizujućeg zračenja, O 2 se pretvara u O 3.

    Aplikacija

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

INmetalurgija

Konverterski način proizvodnje čelika ili mat obrade povezan je s upotrebom kisika. U mnogim metalurškim postrojenjima, za efikasnije sagorevanje goriva, u gorionicima se umesto vazduha koristi mešavina kiseonika i vazduha.

Zavarivanje i rezanje metala

Kiseonik u plavim 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 je jedan od najmoćnijih oksidatora raketnog goriva (specifični impuls smjese vodonik-ozon je veći od specifičnog impulsa za par vodonik-fluor i vodonik-kisik-fluorid).

INlijek

Medicinski kiseonik se skladišti u metalnim gasnim bocama visokog pritiska(za komprimirane ili ukapljene plinove) plave boje različitog kapaciteta od 1,2 do 10,0 litara pod pritiskom do 15 MPa (150 atm) i koristi se za obogaćivanje mješavine respiratornih plinova u opremi za anesteziju, u slučaju respiratorne insuficijencije, za zaustavljanje napada bronhijalne astme, otklanjanje hipoksije bilo kojeg porijekla, sa dekompresijskom bolešću, za liječenje patologije gastrointestinalnog trakta u obliku koktela kisika. Za individualnu upotrebu, medicinski kisik iz cilindara puni se posebnim gumiranim posudama - kisikovim jastucima. Za opskrbu kisikom ili mješavinom kisika i zraka istovremeno jednoj ili dvije žrtve na terenu ili u bolnici koriste se inhalatori kisika različitih modela i modifikacija. Prednost inhalatora kiseonika je prisustvo kondenzatora-ovlaživača gasne mešavine, koji koristi vlagu izdahnutog vazduha. Za izračunavanje preostale količine kisika u cilindru u litrama, tlak u cilindru u atmosferama (prema mjeraču tlaka reduktora) obično se množi sa kapacitetom cilindra u litrama. Na primjer, u cilindru kapaciteta 2 litre, manometar pokazuje pritisak kisika od 100 atm. Zapremina kiseonika u ovom slučaju je 100 × 2 = 200 litara.

INPrehrambena industrija

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

INhemijska industrija

U kemijskoj industriji kisik se koristi kao oksidant u brojnim sintezama, na primjer, oksidacija ugljikovodika do spojeva koji sadrže kisik (alkoholi, aldehidi, kiseline), amonijaka do dušikovih oksida u proizvodnji dušične kiseline. Zbog visokih temperatura koje se razvijaju tokom oksidacije, potonje se često provode u načinu sagorijevanja.

INpoljoprivreda

U staklenicima, za proizvodnju kisikovih koktela, za debljanje životinja, za obogaćivanje vodenog okoliša kisikom u uzgoju ribe.

    Biološka uloga kiseonika

Hitno snabdevanje kiseonikom u skloništu za bombe

Većina živih bića (aeroba) udišu kiseonik iz vazduha. Kiseonik se široko koristi u medicini. Kod kardiovaskularnih bolesti, radi poboljšanja metaboličkih procesa, u želudac se uvodi kisikova pjena („kiseonički koktel“). Potkožna primjena kisika koristi se za trofične čireve, elefantijazu, gangrenu i druge ozbiljne 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 ​​kisika (takozvane reaktivne kisikove vrste), kao što su singletni kisik, vodikov peroksid, superoksid, ozon i hidroksilni radikal, vrlo su toksični proizvodi. Nastaju u procesu aktivacije ili djelomične redukcije kisika. Superoksid (superoksidni radikal), vodikov peroksid i hidroksilni radikal mogu se formirati u stanicama i tkivima ljudskog i životinjskog tijela i uzrokovati oksidativni stres.

    izotopi

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 (dvostruko magično jezgro s ispunjenim neutronskim i protonskim školjkama). A takva jezgra, kao što slijedi iz teorije strukture atomskog jezgra, imaju posebnu stabilnost.

Poznati su i radioaktivni izotopi kiseonika sa masenim brojevima od 12 O do 24 O. Svi radioaktivni izotopi kiseonika imaju kratko vreme poluraspada, od kojih je najdugovječniji 15 O sa poluživotom od ~120 s. Najkraće živi 12 O izotop ima poluživot od 5,8·10 −22 s.

DEFINICIJA

Kiseonik– element drugog perioda VIA grupe Periodični sistem hemijski elementi D.I. Mendeljejev, sa atomskim brojem 8. Simbol - O.

Atomska masa - 16 am.u. Molekula kiseonika je dvoatomska i ima formulu - O 2

Kiseonik pripada porodici p-elemenata. Elektronska konfiguracija atom kiseonika 1s 2 2s 2 2p 4 . U svojim jedinjenjima kisik može pokazati nekoliko oksidacijskih stanja: “-2”, “-1” (u peroksidima), “+2” (F 2 O). Kiseonik karakteriše manifestacija fenomena alotropije - postojanje u obliku nekoliko jednostavne supstance- alotropske modifikacije. Alotropne modifikacije kiseonika su kiseonik O 2 i ozon O 3.

Hemijska svojstva kiseonika

Kiseonik je jako oksidaciono sredstvo, jer da bi kompletirao eksterni elektronski nivo, nedostaju mu samo 2 elektrona i lako ih spaja. Po reaktivnosti kisik je drugi nakon fluora. Kiseonik stvara spojeve sa svim elementima osim helijuma, neona i argona. Kiseonik direktno reaguje sa halogenima, srebrom, zlatom i platinom (njihova jedinjenja se dobijaju indirektno). Gotovo sve reakcije koje uključuju kisik su egzotermne. Feature mnoge reakcije kombinacije s kisikom - oslobađanje veliki broj toplina i svjetlost. Takvi procesi se nazivaju sagorevanjem.

Interakcija kiseonika sa metalima. S alkalnim metalima (osim litija) kisik stvara perokside ili superokside, a ostatak - okside. Na primjer:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2;

K + O 2 \u003d KO 2;

2Ca + O 2 \u003d 2CaO;

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3;

2Cu + O 2 \u003d 2CuO;

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.

Interakcija kiseonika sa nemetalima. Interakcija kisika s nemetalima se nastavlja kada se zagrije; sve reakcije su egzotermne, sa izuzetkom interakcije sa dušikom (reakcija je endotermna, javlja se na 3000C u električnom luku, u prirodi - sa munjevitim pražnjenjem). Na primjer:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5;

C + O 2 \u003d CO 2;

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

N 2 + O 2 ↔ 2NO - Q.

Interakcija sa kompleksom neorganske supstance. Kada se složene tvari izgaraju u višku kisika, nastaju oksidi odgovarajućih elemenata:

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O (t);

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O (t);

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);

2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);

SiH 4 + 2O 2 \u003d SiO 2 + 2H 2 O;

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8 SO 2 (t).

Kiseonik je u stanju da oksidira okside i hidrokside u jedinjenja sa više visok stepen oksidacija:

2CO + O 2 \u003d 2CO 2 (t);

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);

2NO + O 2 \u003d 2NO 2;

4FeO + O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 (t).

Interakcija sa složenim organskim supstancama. Gotovo sve organske tvari izgaraju, oksidirajući ih atmosferskim kisikom u ugljični dioksid i vodu:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + H 2 O.

Pored reakcija sagorevanja (potpuna oksidacija) moguće su i parcijalne ili katalitičke oksidacione reakcije, u kom slučaju produkti reakcije mogu biti alkoholi, aldehidi, ketoni, karboksilne kiseline i druge supstance:

Oksidacija ugljikohidrata, proteina i masti služi kao izvor energije u živom organizmu.

Fizička svojstva kiseonika

Kiseonik je najzastupljeniji element na Zemlji (47% mase). Vazduh sadrži 21% kiseonika po zapremini. Kiseonik je sastavni deo vode, minerala, organskih materija. Biljna i životinjska tkiva sadrže 50-85% kiseonika u obliku različitih jedinjenja.

U slobodnom stanju kiseonik je gas bez boje, ukusa i mirisa, slabo rastvorljiv u vodi (3 litre kiseonika se otapa u 100 litara vode na 20°C. Tečni kiseonik je plave boje, ima paramagnetna svojstva (uvlači se u magnetsko polje).

Dobijanje kiseonika

Postoje industrijske i laboratorijske metode za proizvodnju kisika. Dakle, u industriji se kisik dobiva destilacijom tekućeg zraka, a glavne laboratorijske metode za dobivanje kisika uključuju reakcije termičke razgradnje složenih tvari:

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

4K 2 Cr 2 O 7 \u003d 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3 O 2

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte Razlaganjem 95 g živinog (II) oksida proizvedeno je 4,48 litara kisika (N.O.). Izračunajte udio razloženog živinog (II) oksida (u mas.%).
Rješenje Napišimo reakcijsku jednačinu za razgradnju živinog oksida (II):

2HgO \u003d 2Hg + O 2.

Znajući zapreminu oslobođenog kiseonika, nalazimo njegovu količinu supstance:

mol.

Prema jednadžbi reakcije n (HgO): n (O 2) \u003d 2: 1, dakle,

n (HgO) = 2 × n (O 2) = 0,4 mol.

Izračunajmo masu raspadnutog oksida. Količina tvari povezana je s masom tvari omjerom:

Molarna masa (molekulska masa jednog mola) živinog (II) oksida, izračunata pomoću tabele hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev - 217 g/mol. Tada je masa živinog oksida (II) jednaka:

m(HgO) = n(HgO) × M(HgO) \u003d 0,4 × 217 \u003d 86,8 g.

Odredimo maseni udio raspadnutog oksida:

Kiseonik se formiraperoksidi 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 stvaranjem intermedijarnog peroksidnog jedinjenja. Ovo intermedijarno jedinjenje može se izolovati, na primjer, kada se plamen gorućeg vodika 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 tlaku 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 je jedan od najmoćnijih 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 iz vazduha. Kiseonik se široko koristi u medicini. Kod kardiovaskularnih bolesti, radi poboljšanja metaboličkih procesa, u želudac se uvodi kisikova pjena („kiseonički koktel“). Potkožna primjena kisika koristi se za trofične čireve, elefantijazu, gangrenu i druge ozbiljne bolesti. Veštačko obogaćivanje ozonom koristi se za dezinfekciju i dezodoraciju vazduha i prečišćavanje vode za piće. Radioaktivni izotop kisika 15 O koristi se za proučavanje brzine protoka krvi, plućne ventilacije.

Toksični derivati ​​kiseonika

Neki derivati ​​kisika (takozvane reaktivne kisikove vrste), kao što su singletni kisik, vodikov peroksid, superoksid, ozon i hidroksilni radikal, vrlo su toksični proizvodi. Nastaju u procesu aktivacije ili djelomične redukcije kisika. Superoksid (superoksidni radikal), vodikov peroksid i hidroksilni radikal mogu se formirati u stanicama 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 sagorijevanje potreban zrak, ali je proces sagorijevanja ostao neshvatljiv dugim stoljećima. 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 u to vreme nije razvijena, budući da je koncept sagorevanja kao procesa povezivanja tela koje gori sa određenim činilo se da je sastavni deo vazduha u to vreme bio u suprotnosti sa tako očiglednim činom kao što je činjenica da se tokom sagorevanja odvija razlaganje zapaljenog tela na elementarne komponente. Na toj osnovi je na prijelazu iz XVII vijeka. nastala je teorija flogistona, koju su stvorili Becher i Stahl. Sa početkom hemijsko-analitičkog perioda u razvoju hemije (druga polovina 18. veka) i pojavom "pneumatske hemije" - jedne od glavnih grana hemijsko-analitičkog trenda - 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). Scheele je mogao napraviti izvještaj 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, Lavoisier je 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 s ovim zaključkom, uveo novo ime za kisik - 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".

Slični postovi