Dobivanje kisika u prirodi. Fizikalna i kemijska svojstva kisika

§8 Elementi VI I grupe.

Kisik, sumpor, selen, telurij, polonij.

Opće informacije elementi VI A grupa:

Elementi grupe VI A (osim polonija) nazivaju se halkogenidi. Na vanjskoj elektronskoj razini ovih elemenata nalazi se šest valentnih elektrona (ns 2 np 4), pa pokazuju valentnost 2 u normalnom stanju, a -4 ili 6 u pobuđenom stanju (osim kisika). Atom kisika razlikuje se od atoma drugih elemenata podskupine po odsutnosti d-podrazine u vanjskom elektronskom sloju, što uzrokuje visoke energetske troškove za "uparivanje" njegovih elektrona, koji se ne kompenziraju energijom elektrona. stvaranje novih kovalentnih veza. Prema tome, kovalentnost kisika je dva. Međutim, u nekim slučajevima, atom kisika, koji ima nepodijeljene elektronske parove, može djelovati kao donor elektrona i formirati dodatne kovalentne veze prema mehanizmu donor-akceptor.

Elektronegativnost ovih elemenata postupno se smanjuje redom O-S-Se-Te-Rho. Stupanj oksidacije od -2, +2, +4, +6. Povećava se polumjer atoma, što slabi nemetalna svojstva elemenata.

Elementi ove podskupine tvore spojeve oblika H 2 R s vodikom (H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 Ro) Ovi spojevi, otapajući se u vodi, tvore kiseline. Svojstva kiseline povećanje u smjeru H 2 O→H 2 S→H 2 Se→H 2 Te→H 2 Po. S, Se i Te s kisikom tvore spojeve tipa RO 2 i RO 3. Iz tih oksida nastaju kiseline tipa H 2 RO 3 i H 2 RO 4. Povećanjem serijskog broja jačina kiseline se smanjuje. Svi oni imaju oksidirajuća svojstva. Kiseline poput H 2 RO 3 također pokazuju redukcijska svojstva.

Kisik

Prirodni spojevi i pripravci: Kisik je najzastupljeniji element u zemljinoj kori. U slobodnom stanju nalazi se u atmosferskom zraku (21%); u vezanom obliku, dio je vode (88,9%), minerala, stijene i sve tvari od kojih su građeni organizmi biljaka i životinja. atmosferski zrak 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 tijekom izgaranja drva, ugljena i drugih goriva, disanja životinja i propadanja. Na nekim mjestima globus CO 2 se ispušta u zrak zbog vulkanske aktivnosti, kao i iz podzemnih izvora.

Prirodni kisik sastoji se 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 također su dobiveni umjetno.

Kisik je prvi u čistom obliku dobio K.W.Scheele 1772., a zatim 1774. D.Yu.Priestley, koji ga je izolirao 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 plina, ustanovio je da je on glavni dio zraka.

U laboratoriju se kisik dobiva sljedećim metodama:

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

Općenito: 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 spojeva koji sadrže kisik:

Termička razgradnja Bertoletove soli pod djelovanjem MnO 2 katalizatora.

KClO 3 → 2KCl + 3O 2

Termička razgradnja kalijevog 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 s ugljičnim monoksidom (IV):

2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2.

Termička razgradnja izbjeljivača u prisutnosti katalizatora - soli kobalta:

2Ca(OCl)Cl → 2CaCl 2 + O 2.

Oksidacija vodikovog peroksida s kalijevim permanganatom u kiselom mediju:

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

Kisik dobiven ovom metodom sadrži nečistoće dušika. Stoga se za dobivanje čistog kisika dobivena smjesa ponovno destilira i u konačnici se dobiva 99,5% kisika. Osim toga, dio kisika dobiva se elektrolizom vode. Elektrolit je 30% otopina KOH.

Kisik se obično pohranjuje u plavim bocama pod tlakom od 15 MPa.

fizikalno- Kemijska svojstva: Kisik je plin bez boje, mirisa, okusa, malo teži od zraka, slabo topiv u vodi. Kisik pri tlaku od 0,1 MPa i temperaturi od -183ºS prelazi u tekuće stanje, na -219ºS se smrzava. U tekućem i čvrstom stanju privlači ga magnet.

Prema metodi valentnih veza, struktura molekule kisika, predstavljena shemom -:Ö::Ö: , ne objašnjava veliku snagu molekule koja ima paramagnetska svojstva, odnosno nesparene elektrone u normalnom stanju.

Kao rezultat vezanja elektrona dvaju atoma nastaje jedan zajednički elektronski par, nakon čega nespareni elektron u svakom atomu tvori međusobnu vezu s nepodijeljenim parom drugog atoma, a između njih nastaje veza s tri elektrona. . U pobuđenom stanju, molekula kisika pokazuje dijamagnetska svojstva, koja odgovaraju strukturi prema shemi: Ö=Ö: ,

Dva elektrona nedostaju da popune razinu elektrona u atomu kisika. Dakle, kisik u kemijske reakcije može lako dobiti dva elektrona i pokazati oksidacijsko stanje od -2. Kisik samo u spojevima s elektronegativnijim elementom fluora pokazuje oksidacijsko stanje +1 i +2: O 2 F 2, OF 2.

Kisik je jako oksidacijsko sredstvo. Ne djeluje samo s teškim inertnim plinovima (Kr, Xe, He, Rn), sa zlatom i platinom. Oksidi ovih elemenata nastaju na druge načine. Kisik je uključen u reakcije izgaranja, oksidacije, kako s jednostavnim tvarima tako i sa složenim. Pri interakciji nemetala s kisikom nastaju kiseli oksidi ili oksidi koji tvore soli, a pri interakciji metala nastaju amfoterni ili miješani oksidi. Dakle, kisik reagira s fosforom na temperaturi od ~ 60 °C,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

S 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 litij stvara oksid Li 2 O, a ostalo su peroksidi i superoksidi:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2

Kisik stupa u interakciju s vodikom na 300 °C:

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

Kada je u interakciji s fluorom, pokazuje 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.

Kisik reagira s 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 podskupinu grupe VI (prema novoj klasifikaciji - 16. skupina) periodnog sustava. Uz sumpor, telurij i selen, oni također uključuju kisik. Pogledajmo pobliže svojstva ovog najčešćeg elementa na Zemlji, kao i korištenje i proizvodnju kisika.

Obilje elemenata

U vezanom obliku ulazi kisik kemijski sastav voda – njen postotak je oko 89%, kao i u sastavu stanica 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.

Fizička svojstva

Kisik O2 je plin bez boje, okusa i mirisa. Slabo je topiv u vodi. Točka vrenja je 183 stupnja ispod nule Celzijusa. U tekućem obliku kisik ima plavu boju, a u čvrstom obliku tvori plave kristale. Talište kristala kisika je 218,7 stupnjeva ispod nule Celzijusa.

Kemijska svojstva

Kada se zagrije, ovaj element reagira s mnogim jednostavnim tvarima, i metalima 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 zagrijava u prisutnosti manganovog oksida, koji djeluje kao katalizator.

3. Kroz razgradnju kalijevog permanganata.

Proizvodnja kisika u industriji odvija se na sljedeće načine:

1. Za tehničke svrhe kisik se dobiva iz zraka, u kojem je njegov uobičajeni sadržaj oko 20%, t.j. peti dio. Da biste to učinili, zrak se prvo spaljuje, dobivajući smjesu s tekućim sadržajem kisika od oko 54%, tekućeg dušika - 44% i tekućeg argona - 2%. Ti se plinovi zatim odvajaju postupkom destilacije koristeći relativno mali interval između vrelišta tekućeg kisika i tekućeg dušika - minus 183 odnosno minus 198,5 stupnjeva. Ispada da dušik isparava prije kisika.

Suvremena oprema osigurava proizvodnju kisika bilo kojeg stupnja čistoće. Dušik, koji se dobiva odvajanjem tekućeg zraka, koristi se kao sirovina u sintezi njegovih derivata.

2. također daje kisik u vrlo čistom stupnju. Ova metoda je postala raširena u zemljama s bogatim resursima i jeftinom električnom energijom.

Primjena kisika

Kisik je najvažniji element u životu cijelog našeg planeta. Taj plin, koji se nalazi u atmosferi, u procesu troše životinje i ljudi.

Dobivanje kisika vrlo je važno za područja ljudske djelatnosti kao što su medicina, zavarivanje i rezanje metala, pjeskarenje, zrakoplovstvo (za disanje ljudi i za rad motora), metalurgija.

U procesu ljudske gospodarske aktivnosti, kisik se troši u velikim količinama - na primjer, tijekom izgaranja razne vrste goriva: prirodni plin, metan, ugljen, drvo. U svim tim procesima nastaje, a priroda je osigurala i proces prirodnog vezanja ovog spoja fotosintezom, koja se u zelenim biljkama odvija pod utjecajem sunčeve svjetlosti. Kao rezultat tog procesa nastaje glukoza koju biljka zatim koristi za izgradnju svojih tkiva.

Plan:

    Povijest otkrića

    Podrijetlo imena

    Biti u prirodi

    Priznanica

    Fizička svojstva

    Kemijska svojstva

    Primjena

10. Izotopi

Kisik

Kisik- element 16. skupine (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podskupina grupe VI), drugo razdoblje periodnog sustava kemijski elementi D. I. Mendeljejev, s atomskim brojem 8. Označava se simbolom O (lat. Oxygenium). Kisik je reaktivan nemetal i najlakši je element halkogene skupine. jednostavna tvar kisik(CAS broj: 7782-44-7) u normalnim uvjetima - plin bez boje, okusa i mirisa, čija se molekula sastoji od dva atoma kisika (formula O 2), u vezi s čime se naziva i diokisik. Tekući kisik ima svijetloplavi, a čvrsti su svijetloplavi kristali.

Postoje i drugi alotropni oblici kisika, na primjer, ozon (CAS broj: 10028-15-6) – u normalnim uvjetima, plavi plin specifičnog mirisa, čija se molekula sastoji od tri atoma kisika (formula O 3).

    Povijest otkrića

Službeno se vjeruje da je kisik otkrio engleski kemičar Joseph Priestley 1. kolovoza 1774. razgradnjom živinog oksida u hermetički zatvorenoj posudi (Priestley je pomoću moćne leće usmjerio sunčeve zrake na ovaj spoj).

Međutim, Priestley u početku nije shvatio da je otkrio novu jednostavnu tvar, vjerovao je da je izolirao jedan od sastavnih dijelova zraka (i nazvao je taj plin "deflogisticiranim zrakom"). Priestley je svoje otkriće prijavio izvanrednom francuskom kemičaru Antoineu Lavoisieru. A. Lavoisier je 1775. ustanovio da je kisik sastavni dio zraka, kiselina i nalazi se u mnogim tvarima.

Nekoliko godina ranije (1771.) švedski kemičar Carl Scheele dobio je kisik. 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, potonji se smatra otkrićem kisika). Scheele je također Lavoisieru izvijestio svoje iskustvo.

Važna faza koja je pridonijela otkriću kisika bio je rad francuskog kemičara Pierrea Bayena, koji je objavio rad o oksidaciji žive i kasnijoj razgradnji njezina oksida.

Konačno, A. Lavoisier je konačno shvatio prirodu nastalog plina, koristeći informacije Priestleya i Scheelea. Njegov je rad bio od velike važnosti, jer je zahvaljujući njemu srušena teorija flogistona koja je u to vrijeme dominirala i kočila razvoj kemije. Lavoisier je proveo pokus izgaranja raznih tvari i opovrgnuo teoriju flogistona objavivši rezultate o težini spaljenih elemenata. Težina pepela premašila je početnu težinu elementa, što je Lavoisieru dalo pravo tvrditi da tijekom izgaranja dolazi do kemijske reakcije (oksidacije) tvari, u vezi s tim povećava se masa izvorne tvari, što pobija teorija flogistona.

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

    Podrijetlo imena

Riječ kisik (nazvana u početkom XIX stoljeća još uvijek "kiselost"), za njegovu pojavu u ruskom jeziku donekle je zaslužan M. V. Lomonosov, koji je, zajedno s drugim neologizmima, uveo riječ "kiselina"; tako je riječ "kisik", pak, bila pausiranje izraza "kisik" (francuski oxygène), koji je predložio A. Lavoisier (od drugih grčkih ὀξύς - "kiseo" i γεννάω - "rađam"), što u prijevodu znači "generiranje kiseline", što je povezano s njegovim izvornim značenjem - "kiselina", što je prije značilo tvari zvane oksidi prema modernoj međunarodnoj nomenklaturi.

    Biti u prirodi

Kisik 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 kisika - 88,8% (masenih), u atmosferi je udio slobodnog kisika 20,95% po volumenu i 23,12% po masi. Više od 1500 spojeva zemljine kore sadrži kisik u svom sastavu.

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

    Priznanica

Trenutno se u industriji kisik dobiva iz zraka. Glavna industrijska metoda za dobivanje kisika je kriogena destilacija. Postrojenja za kisik temeljena na membranskoj tehnologiji također su dobro poznata i uspješno se koriste u industriji.

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

Male količine kisika mogu se dobiti zagrijavanjem kalijevog permanganata KMnO 4:

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

Kisik se može dobiti katalitičkom razgradnjom kalijevog klorata (bertolet soli) KClO 3:

Laboratorijske metode za proizvodnju kisika uključuju metodu elektrolize vodenih otopina lužina, 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 oceanima je sadržaj otopljenog O 2 veći u hladna voda, a manje - u toplom.

U normalnim uvjetima kisik je plin bez boje, okusa i mirisa.

1 litra ima masu od 1,429 g. Nešto je teži od zraka. Slabo topiv 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 rastaljenom srebru (22 volumena O 2 u 1 volumenu Ag na 961 °C). Međuatomska udaljenost - 0,12074 nm. Paramagnetski je.

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

Tekući kisik (točka vrelišta -182,98 °C) je blijedoplava tekućina.

O 2 fazni dijagram

Kruti kisik (točka tališta −218,35°C) - plavi kristali. Poznato je šest kristalnih faza, od kojih tri postoje pri tlaku od 1 atm.:

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

    β-O 2 - postoji u temperaturnom rasponu od 23,65 do 43,65 K; blijedoplavi kristali (s povećanjem pritiska, boja prelazi u ružičastu) imaju romboedačku rešetku, parametri stanice 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 temperaturno područje 20-240 K i tlak 6-8 GPa, narančasti kristali;

    ε-O 4 tlak od 10 do 96 GPa, boja kristala od tamnocrvene do crne, monoklinski sustav;

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

    Kemijska svojstva

Snažno oksidacijsko sredstvo, u interakciji s gotovo svim elementima, stvarajući okside. Oksidacijsko stanje je −2. U pravilu, reakcija oksidacije teče oslobađanjem topline i ubrzava se s povećanjem temperature (vidi Izgaranje). Primjer reakcija koje se odvijaju na sobnoj temperaturi:

Oksidira spojeve koji sadrže elemente s nemaksimalnim oksidacijskim stanjem:

Oksidira većinu organskih spojeva:

Pod određenim uvjetima moguće je provesti blagu oksidaciju organskog spoja:

Kisik reagira izravno (u normalnim uvjetima, kada se zagrijava i/ili u prisutnosti katalizatora) sa svim jednostavnim tvarima osim s Au i inertnim plinovima (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcije s halogenima nastaju pod utjecajem električnog pražnjenja ili ultraljubičastog zračenja. Oksidi zlata i teški inertni plinovi (Xe, Rn) dobiveni su neizravno. U svim dvoelementnim spojevima kisika s drugim elementima kisik ima ulogu oksidacijskog sredstva, osim spojeva s fluorom

Kisik tvori perokside s oksidacijskim stanjem atoma kisika formalno jednakim −1.

Na primjer, peroksidi se dobivaju spaljivanjem alkalnih metala u kisiku:

Neki oksidi apsorbiraju kisik:

Prema teoriji izgaranja koju su razvili A. N. Bach i K. O. Engler, oksidacija se događa u dva stupnja s stvaranjem srednjeg peroksidnog spoja. Ovaj međuspoj se može izolirati, na primjer, kada se plamen gorućeg vodika ohladi ledom, zajedno s vodom nastaje vodikov peroksid:

U superoksidima kisik formalno ima oksidacijsko stanje od -½, odnosno jedan elektron na dva atoma kisika (ion O - 2). Dobiva se interakcijom peroksida s kisikom pri povišenom tlaku i temperaturi:

Kalij K, rubidij Rb i cezij Cs reagiraju s kisikom i nastaju superoksidi:

U dioksigenilnom ionu O 2 +, kisik formalno ima oksidacijsko stanje +½. Dobiti reakcijom:

Fluoridi kisika

Kisik difluorid, OF 2 kisikovo oksidacijsko stanje +2, dobiva se propuštanjem fluora kroz otopinu lužine:

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

Propuštanjem užarenog pražnjenja kroz smjesu fluora s kisikom pri određenom tlaku i temperaturi dobivaju se smjese viših kisikovih fluorida O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 i O 6 F 2.

Kvantnomehanički izračuni predviđaju stabilno postojanje iona OF 3 + trifluorohidroksonij. Ako ovaj ion stvarno postoji, tada će oksidacijsko stanje kisika u njemu biti +4.

Kisik podržava procese disanja, izgaranja 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 utjecajem ionizirajućeg zračenja, O 2 se pretvara u O 3.

    Primjena

Široka industrijska uporaba kisika započela je sredinom 20. stoljeća, nakon izuma turboekspandera - uređaja za ukapljivanje i odvajanje tekućeg zraka.

NAmetalurgija

Konverterski način proizvodnje čelika ili mat obrade povezan je s korištenjem kisika. U mnogim metalurškim postrojenjima, za učinkovitije izgaranje goriva, umjesto zraka u plamenicima se koristi smjesa kisika i zraka.

Zavarivanje i rezanje metala

Kisik u plavim bocama naširoko se koristi za plamensko rezanje i zavarivanje metala.

Raketno gorivo

Tekući kisik, vodikov peroksid, dušična kiselina i drugi spojevi bogati kisikom koriste se kao oksidacijsko sredstvo za raketno gorivo. Mješavina tekućeg kisika i tekućeg ozona jedan je od najmoćnijih oksidatora raketnog goriva (specifični impuls smjese vodik-ozon je veći od specifičnog impulsa za par vodik-fluor i vodik-kisik fluorid).

NAlijek

Medicinski kisik se pohranjuje u metalnim plinskim bocama visokotlačni(za komprimirane ili ukapljene plinove) plave boje različitih kapaciteta od 1,2 do 10,0 litara pod tlakom do 15 MPa (150 atm) i koristi se za obogaćivanje respiratornih plinskih smjesa u opremi za anesteziju, u slučaju zatajenja dišnog sustava, za zaustavljanje napada bronhijalne astme, otklanjanje hipoksije bilo kojeg podrijetla, s dekompresijskom bolešću, za liječenje patologije gastrointestinalnog trakta u obliku koktela s kisikom. Za individualnu upotrebu, medicinski kisik iz cilindara puni se posebnim gumiranim spremnicima - 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 kisika je prisutnost kondenzatora-ovlaživača plinske smjese, koji koristi vlagu izdahnutog zraka. Za izračunavanje preostale količine kisika u cilindru u litrama, tlak u cilindru u atmosferama (prema mjeraču tlaka reduktora) obično se množi s kapacitetom cilindra u litrama. Na primjer, u cilindru kapaciteta 2 litre, mjerač tlaka pokazuje tlak kisika od 100 atm. Volumen kisika u ovom slučaju je 100 × 2 = 200 litara.

NAIndustrija hrane

U prehrambenoj industriji kisik je registriran kao aditiv hrani E948, kao pogonsko gorivo i plin za pakiranje.

NAkemijska industrija

U kemijskoj industriji kisik se koristi kao oksidacijsko sredstvo u brojnim sintezama, na primjer, oksidacija ugljikovodika do spojeva koji sadrže kisik (alkoholi, aldehidi, kiseline), amonijaka u dušikove okside u proizvodnji dušične kiseline. Zbog visokih temperatura razvijenih tijekom oksidacije, potonje se često provode u načinu izgaranja.

NApoljoprivreda

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

    Biološka uloga kisika

Hitna opskrba kisikom u skloništu za bombe

Većina živih bića (aeroba) udišu kisik iz zraka. Kisik se široko koristi u medicini. Kod kardiovaskularnih bolesti, radi poboljšanja metaboličkih procesa, u želudac se uvodi kisikova pjena ("kisikov koktel"). Subkutana primjena kisika koristi se za trofične čireve, elefantijazu, gangrenu i druge ozbiljne bolesti. Za dezinfekciju i dezodoraciju i pročišćavanje zraka piti vodu koristiti umjetno obogaćivanje ozonom. Radioaktivni izotop kisika 15 O koristi se za proučavanje brzine protoka krvi, plućne ventilacije.

    Otrovni derivati ​​kisika

Neki derivati ​​kisika (tzv. reaktivne kisikove vrste), kao što su singletni kisik, vodikov peroksid, superoksid, ozon i hidroksilni radikal, vrlo su otrovni proizvodi. Nastaju u procesu aktivacije ili djelomične redukcije kisika. Superoksid (superoksidni radikal), vodikov peroksid i hidroksilni radikal mogu nastati u stanicama i tkivima ljudskog i životinjskog tijela i uzrokovati oksidativni stres.

    izotopi

Kisik 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 jezgra atoma 16 O sastoji od 8 protona i 8 neutrona (dvostruka magična jezgra s ispunjenim neutronskim i protonskim ljuskama). A takve jezgre, kako slijedi iz teorije strukture atomske jezgre, imaju posebnu stabilnost.

Poznati su i radioaktivni izotopi kisika s masenim brojem od 12 O do 24 O. Svi radioaktivni izotopi kisika imaju kratko vrijeme poluraspada, najdugovječniji od njih je 15 O s poluživotom od ~120 s. Najkraće živi izotop 12 O ima poluživot od 5,8·10 −22 s.

DEFINICIJA

Kisik- element drugog razdoblja VIA grupe Periodnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev, s atomskim brojem 8. Simbol - O.

Atomska masa - 16 ujutro. Molekula kisika je dvoatomska i ima formulu - O 2

Kisik pripada obitelji p-elemenata. Elektronička konfiguracija atom kisika 1s 2 2s 2 2p 4 . U svojim spojevima kisik može pokazati nekoliko oksidacijskih stanja: “-2”, “-1” (u peroksidima), “+2” (F 2 O). Kisik je karakteriziran manifestacijom fenomena alotropije - postojanjem u obliku nekoliko jednostavne tvari- alotropske modifikacije. Alotropne modifikacije kisika su kisik O 2 i ozon O 3.

Kemijska svojstva kisika

Kisik je jako oksidacijsko sredstvo, jer da bi dovršio vanjsku elektronsku razinu, nedostaju mu samo 2 elektrona i lako ih pričvršćuje. Po reaktivnosti kisik je drugi nakon fluora. Kisik tvori spojeve sa svim elementima osim helija, neona i argona. Kisik izravno reagira s halogenima, srebrom, zlatom i platinom (njihovi spojevi dobivaju se neizravno). Gotovo sve reakcije koje uključuju kisik su egzotermne. Značajka mnoge reakcije kombinacije s kisikom – oslobađanje veliki broj toplina i svjetlost. Takvi procesi nazivaju se izgaranjem.

Interakcija kisika s metalima. S alkalnim metalima (osim litija), kisik tvori perokside ili superokside, s ostatkom - okside. Na primjer:

4Li + O2 = 2Li2O;

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 kisika s nemetalima. Interakcija kisika s nemetalima odvija se pri zagrijavanju; sve reakcije su egzotermne, s izuzetkom interakcije s dušikom (reakcija je endotermna, događa se na 3000C u električnom luku, u prirodi - s munjevitim pražnjenjem). Na primjer:

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

C + O 2 \u003d CO 2;

2H2 + O2 = 2H2O;

N 2 + O 2 ↔ 2NO - Q.

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

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

4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H2O (t);

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (t, kat);

2PH3 + 4O2 = 2H3PO4 (t);

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

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

Kisik je u stanju oksidirati okside i hidrokside u spojeve s više visok stupanj oksidacija:

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

2SO2 + O2 = 2SO3 (t, V205);

2NO + O 2 \u003d 2NO 2;

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

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

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

Osim reakcija izgaranja (potpuna oksidacija), moguće su i parcijalne ili katalitičke oksidacijske reakcije, u kojem slučaju produkti reakcije mogu biti alkoholi, aldehidi, ketoni, karboksilne kiseline i druge tvari:

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

Fizikalna svojstva kisika

Kisik je najzastupljeniji element na Zemlji (47% mase). Zrak sadrži 21% kisika po volumenu. Kisik je sastavni dio vode, minerala, organskih tvari. Biljna i životinjska tkiva sadrže 50-85% kisika u obliku raznih spojeva.

U slobodnom stanju kisik je plin bez boje, okusa i mirisa, slabo topiv u vodi (3 litre kisika se otapa u 100 litara vode na 20°C. Tekući kisik je plave boje, ima paramagnetska svojstva (uvlači se u magnetsko polje).

Dobivanje kisika

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 toplinske 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 Razgradnjom 95 g živinog (II) oksida nastalo je 4,48 litara kisika (N.O.). Izračunajte udio razgrađenog živinog (II) oksida (u mas.%).
Riješenje Napišimo reakcijsku jednadžbu za razgradnju živinog oksida (II):

2HgO \u003d 2Hg + O 2.

Znajući volumen oslobođenog kisika, nalazimo njegovu količinu tvari:

mol.

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

n (HgO) \u003d 2 × n (O 2) \u003d 0,4 mol.

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

Molarna masa (molekularna masa od jednog mola) živinog (II) oksida, izračunata pomoću tablice kemijskih 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:

Kisik se formiraperoksidi s oksidacijskim stanjem od −1.
- Na primjer, peroksidi se dobivaju spaljivanjem alkalnih metala u kisiku:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

- Neki oksidi apsorbiraju kisik:
2BaO + O 2 → 2BaO 2

- Prema principima izgaranja koje su razvili A. N. Bach i K. O. Engler, oksidacija se odvija u dva stupnja s stvaranjem intermedijarnog peroksidnog spoja. Ovaj međuspoj se može izolirati, 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 oksidacijsko stanje od −1/2, odnosno jedan elektron na dva atoma kisika (O 2 - ion). Dobiva se interakcijom peroksida s kisikom na povišeni pritisci i temperatura:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Ozonidi sadrže O 3 ion - s oksidacijskim stanjem od −1/3. Dobiven djelovanjem ozona na hidrokside alkalnih metala:
KOH (tv.) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

I on dioksigenil O 2 + ima oksidacijsko stanje od +1/2. Dobiti reakcijom:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Fluoridi kisika
kisik difluorid, OF 2 oksidacijsko stanje +2, dobiva se propuštanjem fluora kroz otopinu lužine:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

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

Propuštanjem užarenog pražnjenja kroz smjesu fluora s kisikom pri određenom tlaku i temperaturi dobivaju se smjese viših kisikovih fluorida O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 i O 6 F 2.
Kisik podržava procese disanja, izgaranja i propadanja. U slobodnom obliku, element postoji u dvije alotropske modifikacije: O 2 i O 3 (ozon).

Primjena kisika

Široka industrijska uporaba kisika započela je sredinom 20. stoljeća, nakon izuma turboekspandera - uređaja za ukapljivanje i odvajanje tekućeg zraka.

U metalurgiji

Konverterski način proizvodnje čelika povezan je s korištenjem kisika.

Zavarivanje i rezanje metala

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

Raketno gorivo

Tekući kisik, vodikov peroksid, dušična kiselina i drugi spojevi bogati kisikom koriste se kao oksidacijsko sredstvo za raketno gorivo. Mješavina tekućeg kisika i tekućeg ozona jedno je od najjačih oksidacijskih sredstava za raketno gorivo (specifični impuls smjese vodik-ozon je veći od specifičnog impulsa za par vodik-fluor i vodik-kisik fluorid).

U medicini

Kisik se koristi za obogaćivanje smjese dišnih plinova u slučaju zatajenja dišnog sustava, za liječenje astme, u obliku kisikovih koktela, kisikovih jastuka itd.

U prehrambenoj industriji

U prehrambenoj industriji kisik je registriran kao aditiv za hranu E948, kao pogonsko gorivo i plin za pakiranje.

Biološka uloga kisika

Živa bića udišu kisik u zraku. Kisik se široko koristi u medicini. Kod kardiovaskularnih bolesti, radi poboljšanja metaboličkih procesa, u želudac se uvodi kisikova pjena ("kisikov koktel"). Subkutana primjena kisika koristi se za trofične čireve, elefantijazu, gangrenu i druge ozbiljne bolesti. Umjetno obogaćivanje ozonom koristi se za dezinfekciju i dezodoraciju zraka te pročišćavanje pitke vode. Radioaktivni izotop kisika 15 O koristi se za proučavanje brzine protoka krvi, plućne ventilacije.

Otrovni derivati ​​kisika

Neki derivati ​​kisika (tzv. reaktivne kisikove vrste), kao što su singletni kisik, vodikov peroksid, superoksid, ozon i hidroksilni radikal, vrlo su otrovni proizvodi. Nastaju u procesu aktivacije ili djelomične redukcije kisika. Superoksid (superoksidni radikal), vodikov peroksid i hidroksilni radikal mogu nastati u stanicama i tkivima ljudskog i životinjskog tijela i uzrokovati oksidativni stres.

Izotopi kisika

Kisik 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 jezgra atoma 16 O sastoji od 8 protona i 8 neutrona. A takve jezgre, kako slijedi iz teorije strukture atomske jezgre, 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 životu od 10 minuta do 150 godina).

dodatne informacije

Spojevi kisika
Tekući kisik
Ozon

Kisik, kisik, O(8)
Otkriće kisika (Oxygen, francuski Oxygene, njemački Sauerstoff) označilo je početak modernog razdoblja u razvoju kemije. Od davnina je poznato da je za izgaranje potreban zrak, ali stoljećima je proces izgaranja ostao neshvatljiv. Tek u XVII stoljeću. Mayow i Boyle, neovisno jedan o drugome, izrazili su ideju da zrak sadrži neku tvar koja podržava izgaranje, ali ta potpuno racionalna hipoteza u to vrijeme nije razvijena, budući da je koncept izgaranja kao procesa povezivanja gorućeg tijela s određenim činilo se da sastavni dio zraka proturječi tako očitom činu kao što je činjenica da se tijekom izgaranja događa razgradnja gorućeg tijela na elementarne komponente. Upravo na toj osnovi na prijelazu iz XVII. nastala je teorija flogistona, koju su stvorili Becher i Stahl. Dolaskom kemijsko-analitičkog razdoblja u razvoju kemije (druga polovica 18. stoljeća) i pojavom "pneumatske kemije" - jedne od glavnih grana kemijsko-analitičkog područja - izgaranja, kao i disanja. , ponovno je privukao pozornost istraživača. Otkriće raznih plinova i utvrđivanje njihove važne uloge u kemijskim procesima bio je jedan od glavnih poticaja za Lavoisierovo sustavno proučavanje procesa izgaranja. Kisik je otkriven početkom 70-ih godina 18. stoljeća.

Prvo izvješće o ovom otkriću Priestley je dao na sastanku Engleskog kraljevskog društva 1775. Priestley je, zagrijavajući crveni živin oksid velikim gorućim staklom, 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 dobio kisik razgradnjom živinog oksida i drugim metodama. Scheele je ovaj plin nazvao vatreni zrak (Feuerluft). Scheele je mogao napraviti izvješće o svom otkriću tek 1777. godine.

Godine 1775. Lavoisier je izvijestio Parišku akademiju znanosti da je uspio dobiti "najčišći dio zraka koji nas okružuje" i opisao svojstva tog dijela zraka. U početku je Lavoisier ovaj "zrak" nazvao empirijskom, vitalnom (Air empireal, Air vital) osnovom vitalnog zraka (Base de l "air vital). Gotovo istovremeno otkriće kisika od strane nekoliko znanstvenika u različite zemlje izazvala sporove oko prioriteta. Priestley je bio posebno uporan u priznavanju sebe kao otkrivača. U suštini, ti sporovi do sada nisu okončani. Detaljno proučavanje svojstava kisika i njegove uloge u procesima izgaranja i stvaranja oksida dovelo je Lavoisiera do pogrešnog zaključka da je ovaj plin princip stvaranja kiseline. Godine 1779., u skladu s tim zaključkom, Lavoisier je uveo novi naziv 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