Kisik kao kemijski element uključen je u sastav. Kisik, njegove opće karakteristike

Kisik – kemijski element, o čijim će se svojstvima raspravljati u sljedećih nekoliko paragrafa. Osvrnimo se na periodični sustav kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev. Element kisik nalazi se u razdoblju 2, grupa VI, glavna podskupina.

Također navodi da je relativna atomska masa kisika 16.

Po serijskom broju kisika u periodnom sustavu lako se može odrediti broj elektrona sadržanih u njegovom atomu, nuklearni naboj atoma kisika, broj protona.

Valencija kisika u većini spojeva je II. Atom kisika može spojiti dva elektrona i pretvoriti se u ion: O0 + 2ē = O−2.

Vrijedi napomenuti da je kisik najčešći element na našem planetu. Kisik je dio vode. Morske i slatke vode sadrže 89% kisika po masi. Kisik se nalazi u mnogim mineralima i stijenama. Maseni udio kisika u zemljinoj kori iznosi oko 47%. Zrak sadrži oko 23% kisika po masi.

Fizikalna svojstva kisika

Pri interakciji dvaju atoma kisika nastaje stabilna molekula jednostavne kisikove tvari O2. Ova jednostavna tvar, poput elementa, zove se kisik. Nemojte brkati kisik kao element i kisik kao jednostavnu tvar!

Fizička svojstva kisika To je plin bez boje, mirisa i okusa. Praktično netopljiv u vodi (pri sobnoj temperaturi i normalnom atmosferskom tlaku topljivost kisika je oko 8 mg po litri vode).

Kisik je topiv u vodi - 31 ml kisika (0,004% masenog udjela) otapa se u 1 litri vode na temperaturi od 20°C. Međutim, ta je količina dovoljna za disanje riba koje žive u vodenim tijelima. Plinoviti kisik je nešto teži od zraka: 1 litra zraka pri 0°C i normalnom tlaku teži 1,29 g, a 1 litra kisika 1,43 g.

Kisik pokazuje zanimljiva svojstva kada se jako ohladi. Dakle, na temperaturi -183°S kisik se kondenzira u bistru pokretnu tekućinu blijedoplave boje.

Ako se tekući kisik još više ohladi, onda na temperaturi -218°S kisik se "smrzava" u obliku plavih kristala. Ako se temperatura postupno povećava, onda -218°S, kruti kisik će se početi topiti, a kada -183°S- prokuhati. Stoga su točke vrenja i kondenzacije, kao i točke smrzavanja i taljenja tvari, iste.

Dewarove posude koriste se za skladištenje i transport tekućeg kisika.. Dewarove posude služe za skladištenje i transport tekućina čija temperatura mora ostati konstantna dugo vremena. Dewarova posuda nosi ime svog izumitelja, škotskog fizičara i kemičara Jamesa Dewara.

Najjednostavnija Dewarova posuda je kućna termosica. Uređaj posude je prilično jednostavan: to je tikvica smještena u veliku tikvicu. Zrak se evakuira iz zatvorenog prostora između tikvica. Zbog nedostatka zraka između stijenki tikvica, tekućina se izlila u unutarnju tikvicu Dugo vrijeme ne hladi i ne zagrijava.

Kisik je paramagnetna tvar, odnosno u tekućem i čvrstom stanju privlači ga magnet.

U prirodi postoji još jedna jednostavna tvar koja se sastoji od atoma kisika. Ovo je ozon. Kemijska formula ozon O3. Ozon je, kao i kisik, plin u normalnim uvjetima. Ozon nastaje u atmosferi tijekom munje. Karakterističan miris svježine nakon grmljavine je miris ozona.

Ako se ozon dobije u laboratoriju i sakupi ga značajna količina, tada će u visokim koncentracijama ozon imati oštar neugodan miris. Ozon se dobiva u laboratoriju u posebnim uređajima - ozonatori. Ozonizator- staklena cijev u koju se dovodi struja kisika, te se stvara električno pražnjenje. Električno pražnjenje pretvara kisik u ozon:

Za razliku od bezbojnog kisika, ozon je plavi plin. Topivost ozona u vodi je oko 0,5 litara plina na 1 litru vode, što je mnogo više od kisika. S obzirom na ovo svojstvo, ozon se koristi za dezinfekciju piti vodu, jer štetno djeluje na patogene.

Na niske temperature, ozon se ponaša slično kao kisik. Na temperaturi od -112°C kondenzira se u ljubičastu tekućinu, a na temperaturi od -197°C kristalizira u obliku tamnoljubičastih, gotovo crnih kristala.

Dakle, možemo zaključiti da atomi istog kemijskog elementa mogu tvoriti različite jednostavne tvari.

Fenomen postojanja kemijskog elementa u obliku nekoliko jednostavne tvari pozvao alotropija.

Proste tvari koje stvara isti element nazivaju se alotropske modifikacije

Sredstva, kisik i ozon su alotropske modifikacije kemijskog elementa kisik. Postoje dokazi da pri ultraniskim temperaturama, u tekućem ili čvrstom stanju, kisik može postojati u obliku molekula O4 i O8.

Krug kisika u prirodi

Količina kisika u atmosferi je konstantna. Posljedično, utrošeni kisik stalno se nadopunjuje novim.

Najvažniji izvori kisika u prirodi su ugljični dioksid i voda. Kisik ulazi u atmosferu uglavnom kao rezultat procesa fotosinteze koji se događa u biljkama, prema shemi reakcije:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Kisik može nastati i u gornjim slojevima Zemljine atmosfere: zbog izloženosti sunčevom zračenju, vodena para se djelomično razgrađuje i stvara kisik.

Kisik se troši tijekom disanja, izgaranja goriva, oksidacije raznih tvari u živim organizmima, oksidacije anorganske tvari sadržane u prirodi. Velika količina kisika se troši u tehnološkim procesima, kao što je, na primjer, taljenje čelika.

Krug kisika u prirodi može se predstaviti kao dijagram:

• Kisik- element grupe VI, glavna podskupina, 2 razdoblja periodnog sustava D.I. Mendeljejev
• Element kisik tvori u prirodi dvije alotropske modifikacije: kisik O2 i ozon O3
• Fenomen postojanja kemijskog elementa u obliku nekoliko jednostavnih tvari naziva se alotropija
• Jednostavne tvari nazivaju se alotropske modifikacije
• Kisik i ozon se razlikuju fizikalna svojstva
• Kisik- bezbojni plin, bez mirisa, okusa, praktički netopiv u vodi, na temperaturi od -183 ° C kondenzira u blijedoplavu tekućinu. Na -218°C kristalizira u obliku plavih kristala
• Ozon- plavi plin s oštrim loš miris. Dobro otopimo u vodi. Na -112°S, kondenzira se u ljubičastu tekućinu, kristalizira kao tamnoljubičasti, gotovo crni kristali, na -197°S
• Tekući kisik, ozon i drugi plinovi pohranjuju se u Dewarovim tikvicama

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), drugi period periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 8. Označen je simbolom O (lat. . Kisik). 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 sastavni dio mnogih organskih tvari 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 niskim temperaturama 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 alkalnu otopinu:

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 jedinicama, 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 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).

NAlijek

Medicinski kisik pohranjuje se u plavim visokotlačnim metalnim plinskim bocama (za komprimirane ili ukapljene plinove) različitih kapaciteta od 1,2 do 10,0 litara pod tlakom do 15 MPa (150 atm) i koristi se za obogaćivanje smjesa respiratornih plinova u opremi za anesteziju, s zatajenje dišnog sustava, za ublažavanje napada bronhijalne astme, uklanjanje 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

NA kemijska industrija kisik se koristi kao oksidacijsko sredstvo u brojnim sintezama, na primjer, oksidacija ugljikovodika u spojeve 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. 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 (takozvane 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.

Kisik je u drugom razdoblju VI-te glavne skupine zastarjele kratke verzije periodni sustav elemenata. Prema novim standardima numeriranja, ovo je 16. skupina. Odgovarajuću odluku donio je IUPAC 1988. Formula za kisik kao jednostavnu tvar je O 2 . Razmotrite njegova glavna svojstva, ulogu u prirodi i gospodarstvu. Krenimo od karakteristika cijele grupe periodični sustav vodi kisik. Element se razlikuje od srodnih halkogena, a voda se razlikuje od vodika, selena i telura. Objašnjenje za sve karakteristične značajke može se pronaći samo učenjem o strukturi i svojstvima atoma.

Halkogeni su elementi povezani s kisikom.

Atomi sličnih svojstava čine jednu skupinu u periodnom sustavu. Kisik je glavni u obitelji halkogena, ali se od njih razlikuje po brojnim svojstvima.

Atomska masa kisika, pretka skupine, je 16 amu. m. Halkogeni u tvorbi spojeva s vodikom i metalima pokazuju svoje uobičajeno oksidacijsko stanje: -2. Na primjer, u sastavu vode (H 2 O) oksidacijski broj kisika je -2.

Sastav tipičnih vodikovih spojeva halkogena odgovara općoj formuli: H 2 R. Kada se te tvari otapaju, nastaju kiseline. Posebna svojstva ima samo vodikov spoj kisika – voda. Prema znanstvenicima, ova neobična tvar je i vrlo slaba kiselina i vrlo slaba baza.

Sumpor, selen i telurij imaju tipična pozitivna oksidacijska stanja (+4, +6) u spojevima s kisikom i drugim nemetalima s visokom elektronegativnošću (EO). Sastav halkogen oksida odražava opće formule: RO 2 , RO 3 . Odgovarajuće kiseline imaju sastav: H 2 RO 3 , H 2 RO 4 .

Elementi odgovaraju jednostavnim tvarima: kisik, sumpor, selen, telurij i polonij. Prva tri predstavnika pokazuju nemetalna svojstva. Formula kisika je O2. Alotropska modifikacija istog elementa je ozon (O 3). Obje modifikacije su plinovi. Sumpor i selen su čvrsti nemetali. Telur je metaloidna tvar, vodič električne struje, polonij je metal.

Kisik je najčešći element

Već znamo da postoji još jedna vrsta postojanja istog kemijskog elementa u obliku jednostavne tvari. Riječ je o ozonu, plinu koji tvori sloj na visini od oko 30 km od površine zemlje, koji se često naziva ozonskim zaslonom. Vezani kisik uključen je u molekule vode, u sastav mnogih stijena i minerala, organskih spojeva.

Struktura atoma kisika

Periodni sustav Mendelejeva sadrži potpune informacije o kisiku:

1. Redni broj elementa je 8.
2. Napunjenost jezgre - +8.
3. Ukupan broj elektrona je 8.
4. Elektronska formula kisika je 1s 2 2s 2 2p 4 .

U prirodi postoje tri stabilna izotopa koji imaju isti serijski broj u periodnom sustavu, identičan sastav protona i elektrona, ali različit broj neutroni. Izotopi su označeni istim simbolom - O. Za usporedbu, predstavljamo dijagram koji odražava sastav tri izotopa kisika:

Svojstva kisika - kemijski element

Na 2p podrazini atoma nalaze se dva nesparena elektrona, što objašnjava pojavu oksidacijskih stanja -2 i +2. Dva uparena elektrona ne mogu se razdvojiti kako bi se oksidacijsko stanje povećalo na +4, kao kod sumpora i drugih halkogena. Razlog je nepostojanje slobodne podrazine. Stoga u spojevima kemijski element kisik ne pokazuje valentnost i oksidacijsko stanje jednake broju skupine u kratkoj verziji periodnog sustava (6). Njegov uobičajeni oksidacijski broj je -2.

Samo u spojevima s fluorom kisik pokazuje pozitivno oksidacijsko stanje +2, što je za njega nekarakteristično. Vrijednost EO dva jaka nemetala je različita: EO(O) = 3,5; EO (F) = 4. Kao elektronegativniji kemijski element, fluor jače drži svoje elektrone i privlači valentne čestice na atome kisika. Stoga je u reakciji s fluorom kisik redukcijski agens, donira elektrone.

Kisik je jednostavna tvar

Engleski istraživač D. Priestley je 1774. godine tijekom pokusa ispustio plin tijekom razgradnje živinog oksida. Dvije godine ranije, K. Scheele je dobio istu tvar u čistom obliku. Samo nekoliko godina kasnije, francuski kemičar A. Lavoisier ustanovio je kakav je plin dio zraka, proučavao svojstva. Kemijska formula kisika je O 2 . Odrazimo u zapisu o sastavu tvari elektrone koji sudjeluju u stvaranju nepolarne kovalentne veze - O::O. Zamijenimo svaki vezni elektronski par s jednom linijom: O=O. Ova formula kisika jasno pokazuje da su atomi u molekuli povezani između dva zajednička para elektrona.

Izvršimo jednostavne izračune i odredimo kolika je relativna molekularna težina kisika: Mr (O 2) = Ar (O) x 2 = 16 x 2 = 32. Za usporedbu: Mr (zrak) = 29. Kemikalija formula kisika razlikuje se od atoma kisika. To znači da je Mr (O 3) \u003d Ar (O) x 3 \u003d 48. Ozon je 1,5 puta teži od kisika.

Fizička svojstva

Kisik je plin bez boje, okusa i mirisa (pri normalnoj temperaturi i atmosferskom tlaku). Tvar je nešto teža od zraka; topiv u vodi, ali u malim količinama. Talište kisika je negativno i iznosi -218,3 °C. Točka u kojoj se tekući kisik ponovno pretvara u plinoviti kisik je njegova točka vrelišta. Za molekule O 2 vrijednost ove fizičke veličine doseže -182,96 ° C. U tekućem i krutom stanju kisik poprima svijetloplavu boju.

Dobivanje kisika u laboratoriju

Pri zagrijavanju tvari koje sadrže kisik, kao što je kalijev permanganat, oslobađa se bezbojni plin koji se može skupiti u tikvicu ili epruvetu. Unesete li upaljenu baklju u čisti kisik, ona gori jače nego u zraku. Dvije druge laboratorijske metode za dobivanje kisika su razgradnja vodikovog peroksida i kalijevog klorata (bertolet soli). Razmotrite shemu uređaja koji se koristi za toplinsku razgradnju.

U epruvetu ili tikvicu s okruglim dnom ulijte malo bertolet soli, zatvorite čepom s cijevi za odvod plina. Njegov suprotni kraj treba biti usmjeren (pod vodom) u tikvicu okrenutu naopako. Vrat treba spustiti u široku čašu ili kristalizator napunjen vodom. Kada se epruveta s Bertholletovom soli zagrije, oslobađa se kisik. Kroz cijev za izlaz plina ulazi u tikvicu, istiskujući vodu iz nje. Kad se tikvica napuni plinom, zatvori se pod vodom plutom i prevrne. Kisik dobiven u ovom laboratorijskom pokusu može se koristiti za proučavanje kemijskih svojstava jednostavne tvari.

Izgaranje

Ako laboratorij spaljuje tvari u kisiku, onda morate znati i pridržavati se pravila o požaru. Vodik trenutno gori u zraku, a pomiješan s kisikom u omjeru 2:1, eksplozivan je. Izgaranje tvari u čistom kisiku mnogo je intenzivnije nego u zraku. Ovaj fenomen se objašnjava sastavom zraka. Kisika u atmosferi ima nešto više od 1/5 dijela (21%). Izgaranje je reakcija tvari s kisikom, uslijed čega nastaju različiti proizvodi, uglavnom oksidi metala i nemetala. Mješavine O 2 s zapaljivim tvarima su zapaljive, osim toga, dobiveni spojevi mogu biti otrovni.

Gorenje obične svijeće (ili šibice) popraćeno je stvaranjem ugljičnog dioksida. Sljedeće iskustvo možete napraviti kod kuće. Ako spalite neku tvar ispod staklene posude ili velike čaše, tada će izgaranje prestati čim se potroši sav kisik. Dušik ne podržava disanje i izgaranje. Ugljični dioksid, produkt oksidacije, više ne reagira s kisikom. Prozirni omogućuje otkrivanje prisutnosti nakon izgaranja svijeće. Ako se produkti izgaranja propuštaju kroz kalcijev hidroksid, otopina postaje mutna. Kemijska reakcija odvija se između vapnene vode i ugljičnog dioksida, što rezultira netopljivim kalcijevim karbonatom.

Proizvodnja kisika u industrijskim razmjerima

Najjeftiniji proces, koji rezultira molekulama O 2 bez zraka, ne uključuje kemijske reakcije. U industriji, recimo, u metalurškim postrojenjima, zrak na niskoj temperaturi i visokotlačni rastopiti. Najvažnije komponente atmosfere, kao što su dušik i kisik, ključaju na različitim temperaturama. Odvojite smjesu zraka uz postupno zagrijavanje do normalne temperature. Prvo se oslobađaju molekule dušika, zatim kisik. Metoda razdvajanja temelji se na različitim fizikalnim svojstvima jednostavnih tvari. Formula jednostavne tvari kisika ista je kakva je bila prije hlađenja i ukapljivanja zraka - O 2.

Kao rezultat nekih reakcija elektrolize oslobađa se i kisik, koji se skuplja preko odgovarajuće elektrode. Plin je potreban industrijskim i građevinskim poduzećima u velikim količinama. Potražnja za kisikom stalno raste, posebice u kemijskoj industriji. Dobiveni plin se skladišti za industrijske i medicinske svrhe u čeličnim bocama s oznakama. Spremnici s kisikom obojeni su plavom ili plavom bojom kako bi se razlikovali od drugih ukapljenih plinova - dušika, metana, amonijaka.

Kemijski proračuni prema formuli i jednadžbama reakcija u kojima sudjeluju molekule O 2

Brojčana vrijednost molarne mase kisika podudara se s drugom vrijednošću - relativnom molekulskom težinom. Samo u prvom slučaju postoje mjerne jedinice. Ukratko, formulu za tvar kisika i njegovu molarnu masu treba napisati na sljedeći način: M (O 2) \u003d 32 g / mol. U normalnim uvjetima, mol bilo kojeg plina odgovara volumenu od 22,4 litre. To znači da je 1 mol O 2 22,4 litara tvari, 2 mol O 2 je 44,8 litara. Prema jednadžbi reakcije između kisika i vodika, može se vidjeti da 2 mola vodika i 1 mol kisika međusobno djeluju:

Ako u reakciji sudjeluje 1 mol vodika, tada će volumen kisika biti 0,5 mol. 22,4 l / mol \u003d 11,2 l.

Uloga O 2 molekula u prirodi i životu čovjeka

Kisik troše živi organizmi na Zemlji i uključen je u kruženje materije više od 3 milijarde godina. Ovo je glavna tvar za disanje i metabolizam, uz njegovu pomoć dolazi do razgradnje molekula. hranjive tvari, sintetizira se energija potrebna organizmima. Kisik se na Zemlji stalno troši, ali se njegove rezerve obnavljaju fotosintezom. Ruski znanstvenik K. Timiryazev vjerovao je da zahvaljujući ovom procesu život još uvijek postoji na našem planetu.

Uloga kisika u prirodi i gospodarstvu je velika:

• apsorbira u procesu disanja živih organizama;
• sudjeluje u reakcijama fotosinteze u biljkama;
• dio je organskih molekula;
• procesi propadanja, fermentacije, hrđe odvijaju se uz sudjelovanje kisika, koji djeluje kao oksidacijsko sredstvo;
• koristi se za dobivanje vrijednih proizvoda organske sinteze.

Ukapljeni kisik u bocama koristi se za rezanje i zavarivanje metala visoke temperature. Ovi se procesi provode u strojevima, u transportnim i građevinskim poduzećima. Za obavljanje poslova pod vodom, pod zemljom, na velikoj nadmorskoj visini u vakuumu, ljudima su također potrebne molekule O 2. koriste se u medicini za obogaćivanje sastava zraka koji udišu bolesni ljudi. Plin za medicinske potrebe razlikuje se od tehničkog plina po gotovo potpunoj odsutnosti nečistoća i mirisa.

Kisik je idealno oksidacijsko sredstvo

Spojevi kisika poznati su sa svim kemijskim elementima periodnog sustava, osim za prve predstavnike obitelji plemenitih plinova. Mnoge tvari izravno reagiraju s O atomima, osim halogena, zlata i platine. Od velike su važnosti pojave koje uključuju kisik, koje su popraćene oslobađanjem svjetlosti i topline. Takvi se procesi naširoko koriste u svakodnevnom životu i industriji. U metalurgiji se interakcija ruda s kisikom naziva prženje. Prethodno zdrobljena ruda se miješa sa zrakom obogaćenim kisikom. Pri visokim temperaturama metali se reduciraju iz sulfida u jednostavne tvari. Tako se dobiva željezo i neki obojeni metali. Prisutnost čistog kisika povećava brzinu tehnoloških procesa u raznim granama kemije, tehnologije i metalurgije.

Pojava jeftine metode dobivanja kisika iz zraka razdvajanjem na komponente na niskim temperaturama potaknula je razvoj mnogih područja industrijske proizvodnje. Kemičari smatraju molekule O 2 i atome O idealnim oksidantima. To su prirodni materijali, stalno se obnavljaju u prirodi, ne zagađuju okoliš. Osim, kemijske reakcije uz sudjelovanje kisika najčešće završavaju sintezom drugog prirodnog i sigurnog proizvoda - vode. Uloga O 2 u neutralizaciji toksičnog industrijskog otpada, pročišćavanju vode od onečišćenja je velika. Osim kisika, za dezinfekciju se koristi njegova alotropna modifikacija, ozon. Ova jednostavna tvar ima visoku oksidacijsku aktivnost. Kada se voda ozonizira, zagađivači se razgrađuju. Ozon također ima štetan učinak na patogenu mikrofloru.

Uvod

Svaki dan udišemo zrak koji nam je potreban. Jeste li ikada razmišljali o tome od čega, točnije, od kojih se tvari sastoji zrak? Najviše sadrži dušika (78%), zatim kisika (21%) i inertnih plinova (1%). Iako kisik ne čini najosnovniji dio zraka, bez njega atmosfera bi bila nenastanjiva. Zahvaljujući njemu na Zemlji postoji život, jer dušik, kako zajedno, tako i pojedinačno, štetan je za ljude. Pogledajmo svojstva kisika.

Fizikalna svojstva kisika

U zraku se kisik jednostavno ne razlikuje, jer je u normalnim uvjetima plin bez okusa, boje i mirisa. No kisik se može umjetno prenijeti u druga agregatna stanja. Dakle, na -183 o C postaje tekući, a na -219 o C stvrdnjava. Ali kruti i tekući kisik može dobiti samo osoba, a u prirodi postoji samo u plinovitom stanju. izgleda ovako (fotografija). I tvrd kao led.

Fizička svojstva kisika također su struktura molekule jednostavne tvari. Atomi kisika tvore dvije takve tvari: kisik (O 2) i ozon (O 3). Model molekule kisika prikazan je u nastavku.

Kisik. Kemijska svojstva

Prva stvar s kojom počinje kemijska karakteristika elementa je njegov položaj u periodičnom sustavu D. I. Mendeljejeva. Dakle, kisik je u 2. periodu 6. skupine glavne podskupine na broju 8. Njegova atomska masa je 16 amu, nemetal je.

U anorganskoj kemiji, njegovi binarni spojevi s drugim elementima spojeni su u zasebnu - okside. Kisik može tvoriti kemijske spojeve s metalima i nemetalima.

Razgovarajmo o tome da ga dobijemo u laboratorijima.

Kemijski, kisik se može dobiti razgradnjom kalijevog permanganata, vodikovog peroksida, bertolet soli, nitrata aktivnih metala i oksida teških metala. Razmotrite jednadžbe reakcija 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, natrijevog nitrata):

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

Primjena kisika

S kemijska svojstva Gotovi smo. Sada je vrijeme da govorimo o korištenju kisika u ljudskom životu. Potreban je za izgaranje goriva u elektro i termoelektranama. Koristi se za proizvodnju čelika od lijevanog željeza i starog metala, za zavarivanje i rezanje metala. Kisik je potreban za vatrogasne maske, ronilačke cilindre, koristi se u crnoj i obojenoj metalurgiji, pa čak i u proizvodnji eksploziva. Također u prehrambenoj industriji kisik je poznat kao dodatak prehrani E948. Čini se da nema industrije u kojoj se ne koristi, ali ima najvažniju ulogu u medicini. Tamo ga zovu "medicinski kisik". Kako bi kisik bio iskoristiv, on je prethodno komprimiran. Fizička svojstva kisika doprinose činjenici da se može komprimirati. U ovom obliku, pohranjuje se u cilindrima sličnim ovim.

Koristi se u reanimaciji i operacijama u opremi za održavanje životnih procesa u tijelu bolesnog pacijenta, kao i u liječenju određenih bolesti: dekompresija, patologije gastrointestinalnog trakta. Uz njegovu pomoć liječnici svakodnevno spašavaju mnoge živote. Kemijska i fizikalna svojstva kisika pridonose njegovoj širokoj upotrebi.

KISIK (latinski Oxygenium), O, kemijski element grupe VI kratkog oblika (16. skupina duga forma) periodnog sustava, odnosi se na halkogene; atomski broj 8, atomska masa 15,9994. Prirodni kisik sastoji se od tri izotopa: 16 O (99,757%), 17 O (0,038%) i 18 O (0,205%). Prevlast najlakših izotopa 16 O u smjesi je posljedica činjenice da se jezgra atoma 16 O sastoji od 8 protona i 8 neutrona. jednak broj protona i neutrona određuje visoku energiju njihova vezanja u jezgri i najveću stabilnost 16 O jezgri u usporedbi s ostalima. Umjetno se dobivaju radioizotopi s masenim brojevima 12-26.

Referenca za povijest. Kisik su neovisno dobili 1774. K. Scheele (kalciniranjem kalijevih nitrata KNO 3 i natrijevog NaNO 3 , mangan dioksida MnO 2 i drugih tvari) i J. Priestley (zagrijavanjem olovnog tetroksida Pb 3 O 4 i živinog oksida HgO). Kasnije, kada je ustanovljeno da je kisik dio kiselina, A. Lavoisier je predložio naziv oxygène (od grčkog όχύς - kiselo i γεννάω - rađam, dakle Rusko ime"kisik").

rasprostranjenost u prirodi. Kisik je najčešći kemijski element na Zemlji: sadržaj kemijski vezanog kisika u hidrosferi je 85,82% (uglavnom u obliku vode), u zemljinoj kori - 49% po težini. Poznato je više od 1400 minerala koji sadrže kisik. Među njima prevladavaju minerali. formirane od soli kiseline koje sadrže kisik (najvažnije klase su prirodni karbonati, prirodni silikati, prirodni sulfati, prirodni fosfati) i stijene na njihovoj osnovi (npr. vapnenac, mramor), kao i razni prirodni oksidi, prirodni hidroksidi i stijene(na primjer, bazalt). Molekularni kisik čini 20,95% po volumenu (23,10% po masi) Zemljine atmosfere. Atmosferski kisik je biološkog podrijetla i nastaje u zelenim biljkama koje sadrže klorofil iz vode i ugljičnog dioksida tijekom fotosinteze. Količina kisika koju biljke oslobađaju nadoknađuje količinu kisika koja se troši u procesima propadanja, izgaranja i disanja.

Kisik - biogeni element - dio je najvažnijih klasa prirodnih organskih spojeva (proteini, masti, nukleinske kiseline, ugljikohidrati itd.) i dio anorganskih spojeva kostura.

Svojstva. Struktura vanjske elektronske ljuske atoma kisika 2s 2 2p 4; u spojevima pokazuje oksidacijska stanja -2, -1, rijetko +1, +2; Paulingova elektronegativnost 3,44 (najelektronegativniji element nakon fluora); atomski radijus 60 pm; polumjer O 2 iona je -121 pm (koordinacijski broj 2). U plinovitom, tekućem i krutom stanju kisik postoji u obliku dvoatomskih O 2 molekula. Molekule O 2 su paramagnetne. Postoji i alotropska modifikacija kisika – ozona, koja se sastoji od triatomskih molekula O 3.

U osnovnom stanju, atom kisika ima paran broj valentnih elektrona, od kojih su dva nesparena. Stoga je kisik, koji nema niskoenergetski slobodni d-opbital, dvovalentan u većini kemijskih spojeva. Ovisno o prirodi kemijske veze i vrsti kristalne strukture spoja, koordinacijski broj kisika može biti različit: O (atomski kisik), 1 (na primjer, O 2, CO 2), 2 (npr. H 2 O, H 2 O 2), 3 (npr. H 3 O +), 4 (npr. Be i Zn oksoacetati), 6 (npr. MgO, CdO), 8 (npr. Na 2 O, Cs 2 O). Zbog malog polumjera atoma, kisik može stvarati jake π veze s drugim atomima, na primjer, s atomima kisika (O 2, O 3), ugljikom, dušikom, sumporom i fosforom. Stoga je za kisik jedna dvostruka veza (494 kJ/mol) energetski povoljnija od dvije jednostavne veze (146 kJ/mol).

Paramagnetizam molekula O 2 objašnjava se prisutnošću dvaju nesparenih elektrona s paralelnim spinovima u dvostruko degeneriranim antivezujućim π* orbitalama. Budući da u veznim orbitalama molekule ima četiri elektrona više nego u orbitalama za labavljenje, redoslijed veze u O 2 je 2, tj. veza između atoma kisika je dvostruka. Ako se pod fotokemijskim ili kemijskim djelovanjem dva elektrona suprotnih spinova pojave na istoj π * orbitali, nastaje prvo pobuđeno stanje koje se nalazi 92 kJ/mol više energije od osnovnog stanja. Ako pri pobuđivanju atoma kisika dva elektrona zauzmu dvije različite π* orbitale i imaju suprotne spinove, nastaje drugo pobuđeno stanje čija je energija 155 kJ/mol veća od one u osnovnom stanju. Ekscitacija je popraćena povećanjem međuatomskog O-O udaljenosti: od 120.74 pm u osnovnom stanju do 121.55 pm za prvo i do 122.77 pm za drugo pobuđeno stanje, što zauzvrat dovodi do slabljenja O-O priključci te na povećanje reaktivnosti kisika. Oba pobuđena stanja molekule O 2 igraju važnu ulogu u oksidacijskim reakcijama u plinskoj fazi.

Kisik je plin bez boje, mirisa i okusa; t pl -218,3 ° C, t kip -182,9 ° C, gustoća plinovitog kisika 1428,97 kg / dm 3 (pri 0 ° C i normalan pritisak). Tekući kisik je blijedoplava tekućina, čvrsti kisik je plava kristalna tvar. Pri 0 °C toplinska vodljivost je 24,65-10 -3 W/(mK), molarni toplinski kapacitet pri konstantnom tlaku je 29,27 J/(mol K), permitivnost plinovitog kisika je 1,000547, a tekućeg kisika je 1.491. Kisik je slabo topiv u vodi (3,1% kisika po volumenu na 20°C), lako je topiv u nekim organofluornim otapalima, kao što je perfluorodekalin (4500% kisika po volumenu na 0°C). Značajnu količinu kisika otapaju plemeniti metali: srebro, zlato i platina. Topljivost plina u rastaljenom srebru (2200% volumena na 962 ° C) naglo opada s padom temperature, stoga, kada se ohladi na zraku, talina srebra "kipi" i prska zbog intenzivnog oslobađanja otopljenog kisika.

Kisik je vrlo reaktivan, jako oksidacijsko sredstvo: u normalnim uvjetima stupa u interakciju s većinom jednostavnih tvari, uglavnom stvaranjem odgovarajućih oksida (mnoge reakcije koje se sporo odvijaju na sobnoj i nižim temperaturama popraćene su eksplozijom i oslobađanjem velike količine topline pri zagrijavanju). Kisik u normalnim uvjetima reagira s vodikom (nastaje voda H 2 O; smjese kisika s vodikom su eksplozivne - vidi Detonirajući plin), kada se zagrijava - sa sumporom (sumporov dioksid SO 2 i sumporov trioksid SO 3), ugljikom (ugljični oksid CO , ugljični dioksid CO 2), fosfor (fosforovi oksidi), mnogi metali (metalni oksidi), osobito lako s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima (uglavnom metalni peroksidi i superoksidi, kao što je barijev peroksid BaO 2, kalijev superoksid KO 2). Kisik stupa u interakciju s dušikom na temperaturama iznad 1200 °C ili kada je izložen električnom pražnjenju (nastaje dušikov monoksid NO). Spojevi kisika s ksenonom, kriptonom, halogenima, zlatom i platinom dobivaju se neizravno. Kisik ne stvara kemijske spojeve s helijem, neonom i argonom. Tekući kisik također je jako oksidacijsko sredstvo: vata impregnirana njime izgara odmah kada se zapali, a neki su hlapljivi organska tvar sposobne su za samozapaljenje kada se nalaze na udaljenosti od nekoliko metara od otvorene posude s tekućim kisikom.

Kisik tvori tri ionska oblika, od kojih svaki određuje svojstva zasebne klase kemijskih spojeva: O 2 - superoksidi (formalno oksidacijsko stanje atoma kisika je -0,5), O 2 - - peroksidni spojevi (oksidacijsko stanje atom kisika je -1, na primjer, vodikov peroksid H 2 O 2), O 2- - oksidi (oksidacijsko stanje atoma kisika -2). Pozitivna oksidacijska stanja +1 i +2 kisik pokazuje u fluoridima O 2 F 2 i OF 2, respektivno. Fluoridi kisika su nestabilni, jaki su oksidanti i fluorirani reagensi.

Molekularni kisik je slab ligand i dodaje se nekim Fe, Co, Mn, Cu kompleksima. Među takvim kompleksima najvažniji je željezni porfirin koji je dio hemoglobina, proteina koji provodi prijenos kisika u tijelu toplokrvnih životinja.

Biološka uloga. Kisik, kako u slobodnom obliku, tako iu sastavu raznih tvari (na primjer, enzima oksidaze i oksidoreduktaze), sudjeluje u svim oksidativnim procesima koji se odvijaju u živim organizmima. Kao rezultat toga, ističe se veliki broj energije koja se troši u procesu života.

Priznanica. U industrijskim razmjerima, kisik se proizvodi ukapljivanjem i frakcijskom destilacijom zraka (vidi Odvajanje zraka u članku), kao i elektrolizom vode. U laboratorijskim uvjetima kisik se dobiva razgradnjom zagrijavanjem vodikovog peroksida (2P 2 O 2 = 2H 2 O + O 2), metalnih oksida (na primjer, živin oksid: 2HgO = 2Hg + O 2), soli kisika- koji sadrže oksidirajuće kiseline (na primjer, kalijev klorat : 2KlO 3 = 2KCl + 3O 2, kalijev permanganat: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2), elektrolizom vodene otopine NaOH. Plinoviti kisik pohranjuje se i transportira u čeličnim bocama, obojenim plavom bojom, pod tlakom od 15 i 42 MPa, tekući kisik - u metalnim Dewarovim posudama ili u posebnim spremnicima.

Primjena. Tehnički kisik koristi se kao oksidacijsko sredstvo u metalurgiji (vidi, na primjer, proces pretvorbe kisika), u plinoplamenskoj obradi metala (vidi, na primjer, Rezanje kisikom), u kemijskoj industriji u proizvodnji umjetne tekućine goriva, ulja za podmazivanje, dušične i sumporne kiseline, metanola, amonijaka i amonijačnih gnojiva, metalnih peroksida itd. Čisti kisik koristi se u aparatima za disanje kisika na svemirskim brodovima, podmornicama, pri penjanju na velike visine, podvodnim radovima i u medicinske svrhe u medicini (vidi članak Terapija kisikom). Tekući kisik koristi se kao oksidacijsko sredstvo za raketna goriva, tijekom miniranja. Vodene emulzije otopina plinovitog kisika u nekim organofluornim otapalima predlažu se za korištenje kao umjetne krvne zamjene (na primjer, perftoran).

Lit.: Saunders N. Kisik i elementi grupe 16. Oxf., 2003.; Drozdov A. A., Zlomanov V. P., Mazo G. N., Spiridonov F. M. Anorganska kemija. M., 2004. T. 2; Shriver D., Atkins P. Anorganska kemija. M., 2004. T. 1-2.