Odnosi se na karakteristike jednostavne tvari kisika. Kisik: kemijska svojstva elementa

Otkako se pojavila kemija, čovječanstvu je postalo jasno da se sve oko nas sastoji od tvari koja sadrži kemijske elemente. Raznolikost tvari osiguravaju različiti spojevi jednostavni elementi. Danas je otkriveno 118 kemijskih elemenata koji su uvršteni u periodni sustav D. Mendeljejeva. Među njima vrijedi istaknuti niz vodećih, čija je prisutnost odredila pojavu organskog života na Zemlji. Ovaj popis uključuje: dušik, ugljik, kisik, vodik, sumpor i fosfor.

Kisik: priča o otkriću

Svi ovi elementi, kao i niz drugih, pridonijeli su razvoju evolucije života na našem planetu u obliku u kojem ga sada promatramo. Među svim komponentama, kisik je onaj koji se u prirodi nalazi više od ostalih elemenata.

Kisik kao zaseban element otkriven je 1. kolovoza 1774. Tijekom pokusa dobivanja zraka iz živinog kamenca zagrijavanjem pomoću obične leće, otkrio je da svijeća gori neobično jakim plamenom.

Priestley je dugo pokušavao pronaći razumno objašnjenje za to. Tada je ovaj fenomen dobio naziv “drugi zrak”. Nešto ranije, izumitelj podmornice K. Drebbel, početkom 17. stoljeća, izolirao je kisik i koristio ga za disanje u svom izumu. Ali njegovi eksperimenti nisu utjecali na razumijevanje uloge koju kisik ima u prirodi izmjene energije u živim organizmima. No, znanstvenik koji je službeno otkrio kisik je francuski kemičar Antoine Laurent Lavoisier. Ponovio je Priestleyjev eksperiment i shvatio da je dobiveni plin odvojeni element.

Kisik je u interakciji s gotovo svim jednostavnim i osim inertnih plinova i plemenitih metala.

Pronalaženje kisika u prirodi

Među svim elementima na našem planetu najveći udio zauzima kisik. Raspodjela kisika u prirodi vrlo je raznolika. Prisutan je u vezanom i slobodnom obliku. U pravilu, budući da je jak oksidans, ostaje u vezanom stanju. Prisutnost kisika u prirodi kao zasebnog nevezanog elementa zabilježena je samo u atmosferi planeta.

Sadržan je u obliku plina i kombinacija je dvaju atoma kisika. Čini oko 21% ukupnog volumena atmosfere.

Kisik u zraku, osim svog uobičajenog oblika, ima i izotropni oblik u obliku ozona. sastoji se od tri atoma kisika. Plava boja neba izravno je povezana s prisutnošću ovog spoja u gornjoj atmosferi. Zahvaljujući ozonu, tvrdo kratkovalno zračenje našeg Sunca apsorbira se i ne dopire do površine.

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

U hidrosferi našeg planeta ovaj se element spaja s dva i tvori vodu. Udio kisika u oceanima, morima, rijekama i podzemnim vodama procjenjuje se na oko 86-89%, uzimajući u obzir otopljene soli.

U zemljinoj kori kisik se nalazi u vezanom obliku i najčešći je element. Njegov udio je oko 47%. Prisutnost kisika u prirodi nije ograničena samo na ljuske planeta; ovaj je element dio svih organskih bića. Njegov udio u prosjeku doseže 67%. ukupna masa svi elementi.

Kisik je osnova života

Zbog svoje visoke oksidativne aktivnosti, kisik se vrlo lako povezuje s većinom elemenata i tvari, tvoreći okside. Visoka oksidacijska sposobnost elementa osigurava dobro poznati proces izgaranja. Kisik je također uključen u procese spore oksidacije.

Uloga kisika u prirodi kao jakog oksidacijskog sredstva nezaobilazna je u životnim procesima živih organizama. Zahvaljujući tom kemijskom procesu dolazi do oksidacije tvari i oslobađanja energije. Živi organizmi ga koriste za svoj život.

Biljke su izvor kisika u atmosferi

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

Ovaj proces postao je moguć zahvaljujući pojavi fotosinteze. Tijekom vremena, tijekom života biljaka, tijekom milijuna godina, Zemljina atmosfera se nakupljala veliki broj slobodni kisik.

Prema znanstvenicima, u prošlosti je njegov maseni udio dosegao oko 30%, jedan i pol puta više nego sada. Biljke su, kako u prošlosti, tako i sada, značajno utjecale na kruženje kisika u prirodi, čime su osigurale raznoliku floru i faunu našeg planeta.

Važnost kisika u prirodi nije samo ogromna, već i ogromna. Metabolički sustav životinjskog svijeta očito se oslanja na prisutnost kisika u atmosferi. U njegovom nedostatku, život kakav poznajemo postaje nemoguć. Među stanovnicima planeta ostat će samo anaerobni (sposobni živjeti bez kisika) organizmi.

Intenzivnu prirodu osigurava činjenica da je u tri agregatna stanja u kombinaciji s drugim elementima. Budući da je jak oksidans, vrlo lako prelazi iz slobodnog u vezani oblik. I samo zahvaljujući biljkama, koje fotosintezom razgrađuju ugljikov dioksid, dostupan je u slobodnom obliku.

Proces disanja životinja i insekata temelji se na proizvodnji nevezanog kisika za redoks reakcije, nakon čega slijedi proizvodnja energije za osiguravanje vitalnih funkcija organizma. Prisutnost kisika u prirodi, vezanog i slobodnog, osigurava potpuno funkcioniranje cjelokupnog života na planetu.

Evolucija i "kemija" planeta

Evolucija života na planetu temeljila se na sastavu Zemljine atmosfere, sastavu minerala i prisutnosti tekuće vode.

Kemijski sastav kore, atmosfere i prisutnost vode postali su osnova za nastanak života na planetu i odredili smjer evolucije živih organizama.

Na temelju postojeće "kemije" planeta, evolucija je došla do organskog života temeljenog na ugljiku koji se temelji na vodi kao otapalu kemijske tvari, kao i korištenje kisika kao oksidacijskog sredstva za proizvodnju energije.

Drugačija evolucija

U ovoj fazi moderna znanost ne opovrgava mogućnost života u okolišima drugačijim od zemaljskih uvjeta, gdje se silicij ili arsen mogu uzeti kao osnova za izgradnju organske molekule. A tekući medij, poput otapala, može biti mješavina tekućeg amonijaka i helija. Što se tiče atmosfere, ona se može predstaviti u obliku plinovitog vodika pomiješanog s helijem i drugim plinovima.

Moderna znanost još nije u stanju simulirati koji se metabolički procesi mogu dogoditi u takvim uvjetima. Međutim, ovaj smjer evolucije života sasvim je prihvatljiv. Kako vrijeme pokazuje, čovječanstvo se neprestano suočava sa širenjem granica našeg poimanja svijeta oko nas i života u njemu.

Sadržaj članka

KISIK, O (kisik), kemijski element VIA podskupine periodnog sustava elemenata: O, S, Se, Te, Po - član obitelji halkogena. Ovo je najčešći element u prirodi, njegov sadržaj u Zemljinoj atmosferi je 21% (vol.), u zemljinoj kori u obliku spojeva od cca. 50% (tež.) i u hidrosferi 88,8% (tež.).

Kisik je neophodan za postojanje života na zemlji: životinje i biljke troše kisik tijekom disanja, a biljke oslobađaju kisik fotosintezom. Živa tvar sadrži vezani kisik ne samo u tjelesnim tekućinama (u krvnim stanicama i dr.), već i u ugljikohidratima (šećer, celuloza, škrob, glikogen), mastima i bjelančevinama. Gline, stijene sastoji se od silikata i drugih anorganskih spojeva koji sadrže kisik kao što su oksidi, hidroksidi, karbonati, sulfati i nitrati.

Povijesna referenca.

Prvi podaci o kisiku postali su poznati u Europi iz kineskih rukopisa iz 8. stoljeća. Početkom 16.st. Leonardo da Vinci objavio je podatke vezane uz kemiju kisika, još ne znajući da je kisik element. Reakcije adicije kisika opisane su u znanstveni radovi S. Geils (1731) i P. Bayen (1774). Posebnu pozornost zaslužuju istraživanja K. Scheelea 1771.–1773. o međudjelovanju metala i fosfora s kisikom. J. Priestley izvijestio je o otkriću kisika kao elementa 1774. godine, nekoliko mjeseci nakon Bayenovog izvješća o reakcijama sa zrakom. Ime oxygenium ("kisik") dano je ovom elementu nedugo nakon što ga je otkrio Priestley i dolazi od grčkih riječi koje znače "stvara kiselinu"; to je zbog pogrešnog mišljenja da je kisik prisutan u svim kiselinama. Objašnjenje uloge kisika u procesima disanja i gorenja pripada, međutim, A. Lavoisieru (1777).

Građa atoma.

Svaki atom kisika koji se nalazi u prirodi sadrži 8 protona u jezgri, ali broj neutrona može biti 8, 9 ili 10. Najčešći od tri izotopa kisika (99,76%) je 16 8 O (8 protona i 8 neutrona) . Sadržaj drugog izotopa, 18 8 O (8 protona i 10 neutrona), iznosi samo 0,2%. Ovaj se izotop koristi kao oznaka ili za identifikaciju određenih molekula, kao i za provođenje biokemijskih i medicinsko-kemijskih studija (metoda za proučavanje neradioaktivnih tragova). Treći neradioaktivni izotop kisika, 17 8 O (0,04%), sadrži 9 neutrona i ima maseni broj 17. Nakon što je masa izotopa ugljika 12 6 C prihvaćena kao standardna atomska masa od strane Međunarodne komisije god. 1961. ponderirana prosječna atomska masa kisika postala je 15,9994. Do 1961. kemičari su smatrali da je standardna jedinica atomske mase atomska masa kisika, za koju se pretpostavlja da iznosi 16 000 za mješavinu tri prirodna izotopa kisika. Fizičari su kao standardnu ​​jedinicu atomske mase uzeli maseni broj izotopa kisika 16 8 O, pa je na fizičkoj ljestvici prosječna atomska masa kisika bila 16,0044.

Atom kisika ima 8 elektrona, s 2 elektrona na unutarnjoj razini i 6 elektrona na vanjskoj razini. Stoga, u kemijskim reakcijama, kisik može prihvatiti do dva elektrona od donora, gradeći svoju vanjsku ljusku do 8 elektrona i stvarajući višak negativnog naboja.

Molekularni kisik.

Poput većine drugih elemenata, čiji atomi nemaju 1-2 elektrona da dovrše vanjsku ljusku od 8 elektrona, kisik tvori dvoatomnu molekulu. Pri tom se procesu oslobađa puno energije (~490 kJ/mol) pa se, sukladno tome, ista količina energije mora potrošiti za obrnuti proces disocijacije molekule na atome. Snaga O–O veze je toliko visoka da se na 2300°C samo 1% molekula kisika disocira na atome. (Zanimljivo je da je tijekom stvaranja molekule dušika N2, jakost veze N–N još veća, ~710 kJ/mol.)

Elektronička struktura.

U elektroničkoj strukturi molekule kisika, kao što se moglo očekivati, nije ostvarena raspodjela elektrona u oktetu oko svakog atoma, ali postoje nespareni elektroni, a kisik pokazuje svojstva tipična za takvu strukturu (na primjer, on interagira s magnetsko polje, jer je paramagnetsko).

Reakcije.

Pod odgovarajućim uvjetima, molekularni kisik reagira s gotovo svim elementima osim s plemenitim plinovima. Međutim, u sobnim uvjetima samo najaktivniji elementi dovoljno brzo reagiraju s kisikom. Vjerojatno se većina reakcija događa tek nakon disocijacije kisika na atome, a disocijacija se događa samo pri vrlo visokim temperaturama. Međutim, katalizatori ili druge tvari u reakcijskom sustavu mogu pospješiti disocijaciju O 2 . Poznato je da alkalijski (Li, Na, K) i zemnoalkalijski (Ca, Sr, Ba) metali reagiraju s molekulskim kisikom i stvaraju perokside:

Prijem i prijava.

Zbog prisutnosti slobodnog kisika u atmosferi, najviše učinkovita metoda njegova ekstrakcija je ukapljivanje zraka, iz kojeg se uklanjaju nečistoće, CO 2, prašina itd. kemijske i fizikalne metode. Ciklički proces uključuje kompresiju, hlađenje i ekspanziju, što dovodi do ukapljivanja zraka. Polaganim porastom temperature (metoda frakcijske destilacije) iz tekućeg zraka prvo isparavaju plemeniti plinovi (koje je najteže ukapljiti), zatim dušik, a ostaje tekući kisik. Kao rezultat toga, tekući kisik sadrži tragove plemenitih plinova i relativno veliki postotak dušika. Za mnoge primjene te nečistoće ne predstavljaju problem. Međutim, da bi se dobio kisik izuzetne čistoće, proces destilacije mora se ponoviti. Kisik se skladišti u spremnicima i bocama. Koristi se u velikim količinama kao oksidans za kerozin i druga goriva u raketama i svemirskim letjelicama. Industrija čelika koristi plin kisik za propuhivanje rastaljenog željeza koristeći Bessemerovu metodu za brzo i učinkovito uklanjanje nečistoća C, S i P. Puhanjem kisika proizvodi se čelik brže i kvalitetnije nego mlazom zraka. Kisik se također koristi za zavarivanje i rezanje metala (oksi-acetilenski plamen). Kisik se također koristi u medicini, na primjer, za obogaćivanje dišnog okoliša pacijenata s poteškoćama u disanju. Kisik se može dobiti na razne načine kemijske metode, a neki od njih služe za dobivanje malih količina čistog kisika u laboratorijskoj praksi.

Elektroliza.

Jedan od načina dobivanja kisika je elektroliza vode koja sadrži male dodatke NaOH ili H 2 SO 4 kao katalizatora: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. U tom slučaju nastaju male nečistoće vodika. Pomoću uređaja za pražnjenje tragovi vodika u plinskoj smjesi ponovno se pretvaraju u vodu, čije se pare uklanjaju smrzavanjem ili adsorpcijom.

Toplinska disocijacija.

Važna laboratorijska metoda za proizvodnju kisika, koju je predložio J. Priestley, je toplinska razgradnja oksida teških metala: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Priestley se usredotočio na ovo sunčeve zrake za prah živinog oksida. Dobro poznata laboratorijska metoda je i toplinska disocijacija okso soli, na primjer kalijevog klorata u prisutnosti katalizatora - mangan dioksida:

Mangan dioksid, dodan u malim količinama prije kalcinacije, omogućuje održavanje potrebne temperature i brzine disocijacije, a sam MnO 2 se ne mijenja tijekom procesa.

Koriste se i metode termičke razgradnje nitrata:

kao i peroksidi nekih aktivnih metala, na primjer:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Potonja metoda je svojedobno bila naširoko korištena za izdvajanje kisika iz atmosfere i sastojala se od zagrijavanja BaO u zraku dok se ne formira BaO 2, nakon čega je uslijedilo toplinsko razlaganje peroksida. Metoda toplinske razgradnje i dalje je važna za proizvodnju vodikovog peroksida.

NEKA FIZIKALNA SVOJSTVA KISIKA
Atomski broj	8
Atomska masa	15,9994
Talište, °C	–218,4
Vrelište, °C	–183,0
Gustoća
tvrdo, g/cm 3 (at t pl)	1,27
tekućina g/cm 3 (at t kip)	1,14
plinovito, g/dm 3 (na 0° C)	1,429
zračni rođak	1,105
kritično a, g/cm3	0,430
Kritična temperatura a, °C	–118,8
Kritični tlak a, atm	49,7
Topivost, cm 3 /100 ml otapala
u vodi (0°C)	4,89
u vodi (100°C)	1,7
u alkoholu (25°C)	2,78
Polumjer, Å	0,74
kovalentni	0,66
ionski (O 2–)	1,40
Potencijal ionizacije, V
prvi	13,614
drugi	35,146
Elektronegativnost (F=4)	3,5
a Temperatura i tlak pri kojima su gustoće plina i tekućine jednake.

Fizička svojstva.

Kisik je u normalnim uvjetima plin bez boje, mirisa i okusa. Tekući kisik ima blijedoplavu boju. Čvrsti kisik postoji u najmanje tri kristalne modifikacije. Plinoviti kisik topiv je u vodi i vjerojatno tvori slabe spojeve poput O2HH2O, a moguće i O2H2H2O.

Kemijska svojstva.

Kao što je već spomenuto, kemijska aktivnost kisika određena je njegovom sposobnošću da disocira na O atome, koji su vrlo reaktivni. Samo najaktivniji metali i minerali reagiraju s O 2 velikom brzinom pri niske temperature. Najaktivniji alkalijski (IA podskupine) i neki zemnoalkalijski (IIA podskupine) metali tvore perokside kao što su NaO 2 i BaO 2 s O 2 . Ostali elementi i spojevi reagiraju samo s produktom disocijacije O2. Pod odgovarajućim uvjetima, svi elementi, osim plemenitih plinova i metala Pt, Ag, Au, reagiraju s kisikom. Ovi metali također tvore okside, ali pod posebnim uvjetima.

Elektronska struktura kisika (1s 2 2s 2 2p 4) je takva da O atom prihvaća dva elektrona na vanjsku razinu kako bi formirao stabilnu vanjsku elektronsku ljusku, tvoreći O 2– ion. U oksidima alkalnih metala stvaraju se pretežno ionske veze. Može se pretpostaviti da su elektroni ovih metala gotovo u potpunosti privučeni kisiku. U oksidima manje aktivnih metala i nemetala prijenos elektrona je nepotpun, a gustoća negativnog naboja na kisiku je manje izražena, pa je veza manje ionska ili više kovalentna.

Kada se metali oksidiraju s kisikom, oslobađa se toplina čija je veličina u korelaciji sa snagom M–O veze. Pri oksidaciji nekih nemetala dolazi do apsorpcije topline, što ukazuje na njihovu slabiju vezu s kisikom. Takvi oksidi su toplinski nestabilni (ili manje stabilni od oksida s ionskim vezama) i često su vrlo reaktivni. U tablici su za usporedbu prikazane vrijednosti entalpija stvaranja oksida najtipičnijih metala, prijelaznih metala i nemetala, elemenata A- i B-podskupine (znak minus znači oslobađanje topline).

O svojstvima oksida može se izvući nekoliko općih zaključaka:

1. Temperature taljenja oksida alkalijskih metala opadaju s povećanjem atomskog polumjera metala; Tako, t pl (Cs2O) t pl (Na2O). Oksidi u kojima prevladava ionska veza imaju više visoke temperature temperatura taljenja veća od tališta kovalentnih oksida: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2).

2. Oksidi reaktivnih metala (IA–IIIA podskupina) toplinski su stabilniji od oksida prijelaznih metala i nemetala. Oksidi teških metala u najvišem stupnju oksidacije toplinskom disocijacijom stvaraju okside s nižim stupnjem oksidacije (npr. 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Takvi oksidi u visokim stupnjevima oksidacije mogu biti dobra oksidacijska sredstva.

3. Najaktivniji metali reagiraju s molekularnim kisikom na povišenim temperaturama pri čemu nastaju peroksidi:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Oksidi aktivnih metala tvore bezbojne otopine, dok su oksidi većine prijelaznih metala obojeni i praktički netopljivi. Vodene otopine metalnih oksida pokazuju bazična svojstva i hidroksidi su koji sadrže OH skupine, a oksidi nemetala u vodenim otopinama tvore kiseline koje sadrže H + ion.

5. Metali i nemetali A-podskupine tvore okside s oksidacijskim stanjem koje odgovara broju skupine, na primjer, Na, Be i B tvore Na 1 2 O, Be II O i B 2 III O 3, a ne- metali IVA–VIIA podskupina C, N , S, Cl tvore C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Broj grupe elementa korelira samo s maksimalni stupanj oksidacija, jer su mogući oksidi s nižim oksidacijskim stupnjem elemenata. U procesima izgaranja spojeva tipični produkti su oksidi, na primjer:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Tvari koje sadrže ugljik i ugljikovodici pri malom zagrijavanju oksidiraju (izgaraju) u CO 2 i H 2 O. Primjeri takvih tvari su goriva - drvo, nafta, alkoholi (kao i ugljik - ugljen, koks i drveni ugljen). Toplina iz procesa izgaranja koristi se za proizvodnju pare (a zatim električne energije ili ide u elektrane), kao i za grijanje kuća. Tipične jednadžbe za procese izgaranja su:

a) drvo (celuloza):

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

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

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

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

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

d) ugljik (ugljen ili drveni ugljen, koks):

2C + O 2 ® 2CO + toplinska energija

2CO + O 2 ® 2CO 2 + toplinska energija

Određeni broj spojeva koji sadrže C-, H-, N-, O s velikom rezervom energije također su podložni izgaranju. Kisik za oksidaciju može se koristiti ne samo iz atmosfere (kao u prethodnim reakcijama), već i iz same tvari. Za pokretanje reakcije dovoljna je mala aktivacija reakcije, poput udarca ili trešnje. U tim reakcijama produkti izgaranja također su oksidi, ali svi su plinoviti i brzo se šire na visokoj konačnoj temperaturi procesa. Stoga su takve tvari eksplozivne. Primjeri eksploziva su trinitroglicerin (ili nitroglicerin) C 3 H 5 (NO 3) 3 i trinitrotoluen (ili TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3.

Oksidi metala ili nemetala s nižim oksidacijskim stupnjem elementa reagiraju s kisikom stvarajući okside visoki stupnjevi oksidacija ovog elementa:

Prirodni oksidi, dobiveni iz ruda ili sintetizirani, služe kao sirovine za proizvodnju mnogih važnih metala, na primjer, željezo iz Fe 2 O 3 (hematit) i Fe 3 O 4 (magnetit), aluminij iz Al 2 O 3 (aluminij ), magnezij iz MgO (magnezij). Koriste se oksidi lakih metala kemijska industrija za dobivanje lužina ili baza. Kalijev peroksid KO 2 ima neobičnu primjenu jer u prisutnosti vlage i kao rezultat reakcije s njom oslobađa kisik. Stoga se KO 2 koristi u respiratorima za proizvodnju kisika. Vlaga iz izdahnutog zraka oslobađa kisik u respiratoru, a KOH apsorbira CO2. Proizvodnja CaO oksida i kalcijevog hidroksida Ca(OH) 2 – velika proizvodnja u tehnologiji keramike i cementa.

Voda (vodikov oksid).

Važnost vode H 2 O kako u laboratorijskoj praksi za kemijske reakcije, a u životnim procesima zahtijeva posebno razmatranje ove tvari VODA, LED I PARA). Kao što je već spomenuto, tijekom izravne interakcije kisika i vodika pod uvjetima npr. iskre, dolazi do eksplozije i stvaranja vode, pri čemu se oslobađa 143 kJ/(mol H 2 O).

Molekula vode ima gotovo tetraedarsku strukturu, kut H–O–H je 104° 30°. Veze u molekuli su djelomično ionske (30%) i djelomično kovalentne s visokom gustoćom negativnog naboja na kisiku i, sukladno tome, pozitivnih naboja na vodiku:

Zbog velike čvrstoće H–O veza, vodik se teško odvaja od kisika, a voda pokazuje vrlo slabu svojstva kiselina. Mnoga svojstva vode određena su raspodjelom naboja. Na primjer, molekula vode tvori hidrat s metalnim ionom:

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

Oksoanioni i oksokacije

– čestice koje sadrže kisik i imaju zaostali negativni (oksoanioni) ili zaostali pozitivni (oksokacije) naboj. O 2– ion ima visok afinitet (visoku reaktivnost) za pozitivno nabijene čestice kao što je H +. Najjednostavniji predstavnik stabilnih oksoaniona je hidroksidni ion OH –. To objašnjava nestabilnost atoma s velikom gustoćom naboja i njihovu djelomičnu stabilizaciju kao rezultat dodavanja čestice s pozitivnim nabojem. Stoga, kada aktivni metal (ili njegov oksid) djeluje na vodu, nastaje OH–, a ne O 2–:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Složeniji oksoanioni nastaju iz kisika s metalnim ionom ili nemetalnom česticom koja ima veliki pozitivni naboj, što rezultira česticom niskog naboja koja je stabilnija, na primjer:

°C nastaje tamnoljubičasta kruta faza. Tekući ozon slabo je topiv u tekućem kisiku, a 49 cm 3 O 3 otapa se u 100 g vode na 0 °C. Što se tiče kemijskih svojstava, ozon je puno aktivniji od kisika, a po oksidacijskim svojstvima je odmah iza O, F 2 i OF 2 (kisikov difluorid). Tijekom normalne oksidacije nastaju oksid i molekularni kisik O 2 . Pri djelovanju ozona na aktivne metale u posebnim uvjetima nastaju ozonidi sastava K + O 3 – . Ozon se industrijski proizvodi za posebne namjene, dobar je dezinficijens, koristi se za pročišćavanje vode i kao izbjeljivač, poboljšava stanje atmosfere u zatvorenim sustavima, dezinficira predmete i hranu, ubrzava sazrijevanje žitarica i plodova. U kemijskom laboratoriju, ozonizator se često koristi za proizvodnju ozona, koji je neophodan za neke metode kemijske analize i sinteze. Guma se lako uništava čak i kada je izložena niskim koncentracijama ozona. U nekim industrijskim gradovima značajne koncentracije ozona u zraku dovode do brzog kvarenja gumenih proizvoda ako nisu zaštićeni antioksidansima. Ozon je vrlo otrovan. Stalno udisanje zraka, čak i s vrlo niskim koncentracijama ozona, uzrokuje glavobolja, mučnina i druga neugodna stanja.

Uvod

Svaki dan udišemo zrak koji nam je potreban. Jeste li ikada razmišljali o tome od čega se, odnosno od kojih se tvari sastoji zrak? Najviše ga sadrži dušik (78%), zatim kisik (21%) i inertni plinovi (1%). Iako kisik nije najosnovniji dio zraka, bez njega atmosfera ne bi bila nastanjiva. Zahvaljujući njemu postoji život na Zemlji, jer je dušik, zajedno i zasebno, destruktivan za čovjeka. Pogledajmo svojstva kisika.

Fizikalna svojstva kisika

Jednostavno ne možete razlikovati kisik u zraku, budući da je u normalnim uvjetima to plin bez okusa, boje i mirisa. Ali kisik se može umjetno pretvoriti u druga agregatna stanja. Dakle, na -183 o C postaje tekući, a na -219 o C se stvrdnjava. Ali samo ljudi mogu dobiti kruti i tekući kisik, a u prirodi on postoji samo u plinovitom stanju. izgleda ovako (slika). A onaj tvrdi izgleda kao led.

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

Kisik. Kemijska svojstva

Prva stvar s kojom počinje kemijska karakterizacija elementa je njegov položaj periodni sustav elemenata D. I. Mendeljejev. Dakle, kisik je u 2. periodi 6. skupine glavne podskupine na broju 8. Njegova atomska masa je 16 amu, on je nemetal.

U anorganska kemija njegovi binarni spojevi s drugim elementima spojeni su u zasebnu – okside. Kisik može tvoriti kemijske spojeve i s metalima i s nemetalima.

Razgovarajmo o nabavi u laboratorijima.

Kemijski se kisik može dobiti razgradnjom kalijevog permanganata, vodikovog peroksida, bertolitne soli, nitrata aktivnih metala i oksida teških metala. Razmotrimo jednadžbe reakcije pri korištenju svake od ovih metoda.

1. Elektroliza vode:

H 2 O 2 = H 2 O + O 2

5. Razgradnja oksida teških metala (na primjer, živin oksid):

2HgO = 2Hg + O2

6. Razgradnja aktivnih metalnih nitrata (na primjer, natrijev nitrat):

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

Primjena kisika

Završili smo s kemijskim svojstvima. Sada je vrijeme da razgovaramo o upotrebi kisika u ljudskom životu. Potreban je za izgaranje goriva u električnim i termoelektranama. Koristi se za dobivanje čelika od lijevanog željeza i metalnog otpada, za zavarivanje i rezanje metala. Kisik je potreban za maske vatrogasaca, za boce ronilaca, koristi se u crnoj i obojenoj metalurgiji, pa čak iu proizvodnji eksploziva. Kisik je također poznat u prehrambenoj industriji kao prehrambeni aditiv E948. Čini se da nema industrije u kojoj se ne koristi, no najvažnija mu je uloga u medicini. Ondje se to naziva "medicinski kisik". Da bi kisik bio pogodan za upotrebu, prethodno se komprimira. Fizička svojstva kisika znače da se može komprimirati. U ovom obliku pohranjen je u cilindrima sličnim ovima.

Koristi se u intenzivnoj njezi i tijekom operacija u opremi za održavanje vitalnih procesa u tijelu bolesnog pacijenta, kao iu liječenju određenih bolesti: dekompresija, patologije gastrointestinalnog trakta. Uz njegovu pomoć liječnici svakodnevno spašavaju mnoge živote. Kemijska i fizikalna svojstva kisika doprinose njegovoj širokoj upotrebi.

DEFINICIJA

Kisik- osmi element periodni sustav elemenata. Odnosi se na nemetale. Smješten u drugom razdoblju VI skupine A podskupine.

Serijski broj je 8. Nuklearni naboj je +8. Atomska težina - 15.999 amu. U prirodi se nalaze tri izotopa kisika: 16 O, 17 O i 18 O, od kojih je najčešći 16 O (99,762%).

Elektronička struktura atoma kisika

Atom kisika ima dvije ljuske, kao i svi elementi koji se nalaze u drugoj periodi. Broj grupe -VI (halkogeni) - označava da vanjska elektronska razina atoma dušika sadrži 6 valentnih elektrona. Ima visoku oksidacijsku sposobnost (veću samo za fluor).

Riža. 1. Shematski prikaz građe atoma kisika.

Elektronička konfiguracija osnovnog stanja napisana je na sljedeći način:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Kisik je element p-obitelji. Energetski dijagram za valentne elektrone u nepobuđenom stanju je sljedeći:

Kisik ima 2 para sparenih elektrona i dva nesparena elektrona. U svim svojim spojevima kisik pokazuje valenciju II.

Riža. 2. Prostorni prikaz strukture atoma kisika.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Oblici kisikaperoksidi s oksidacijskim stanjem −1.
— Na primjer, peroksidi nastaju izgaranjem alkalnih metala u kisiku:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

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

— Prema principima sagorijevanja koje su razvili A. N. Bach i K. O. Engler, oksidacija se odvija u dva stupnja uz stvaranje intermedijarnog spoja peroksida. Ovaj intermedijarni spoj može se izolirati, na primjer, kada se plamen gorućeg vodika hladi ledom, zajedno s vodom nastaje vodikov peroksid:
H 2 + O 2 → H 2 O 2

Superoksidi imaju oksidacijsko stanje −1/2, odnosno jedan elektron na dva atoma kisika (O 2 - ion). Dobiva se reakcijom peroksida s kisikom pri povećani pritisak i temperatura:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Ozonidi sadrže O 3 - ion sa stupnjem oksidacije od -1/3. Dobiva se djelovanjem ozona na hidrokside alkalijskih metala:
KOH(tv) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

I on dioksigenil O 2 + ima oksidacijsko stanje +1/2. Dobiveno 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 tinjajućem izbijanju pri temperaturi od −196 °C.

Propuštanjem tinjajućeg izboja kroz smjesu fluora i kisika pri određenom tlaku i temperaturi dobivaju se smjese fluorida višeg kisika O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 i O 6 F 2 .
Kisik podržava procese disanja, izgaranja i truljenja. U svom 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

Konverterska metoda proizvodnje čelika uključuje korištenje kisika.

Zavarivanje i rezanje metala

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

Raketno gorivo

Tekući kisik, vodikov peroksid, dušična kiselina i drugi spojevi bogati kisikom koriste se kao oksidanti za raketno gorivo. Smjesa tekućeg kisika i tekućeg ozona jedan je od najjačih oksidatora raketnog goriva (specifični impuls smjese vodik-ozon premašuje specifični impuls za parove vodik-fluor i vodik-fluorid kisika).

U medicini

Kisik se koristi za obogaćivanje respiratornih plinskih smjesa kod problema s disanjem, za liječenje astme, u obliku kisikovih koktela, kisikovih jastuka itd.

U prehrambenoj industriji

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

Biološka uloga kisika

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

Otrovni derivati ​​kisika

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

Izotopi kisika

Kisik ima tri stabilna izotopa: 16 O, 17 O i 18 O, čiji prosječni sadržaj iznosi 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 su jezgre, kako proizlazi iz teorije strukture atomske jezgre, posebno stabilne.

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

dodatne informacije

Spojevi kisika
Tekući kisik
Ozon

Kisik, Oxygenium, 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 nejasan. Tek u 17.st. Mayow i Boyle su neovisno jedan o drugome izrazili ideju da zrak sadrži neku tvar koja podržava izgaranje, ali ta sasvim racionalna hipoteza u to vrijeme nije razvijena, budući da je ideja o izgaranju kao procesu spajanja gorućeg tijela s određenom komponentom zrak se tada činio u suprotnosti s tako očiglednim činom kao što je činjenica da se tijekom izgaranja odvija raspadanje gorućeg tijela na elementarne komponente. Na temelju toga na prijelazu iz 17.st. Pojavila se 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 pravca - izgaranje, kao i disanje , ponovno je privukla pozornost istraživača. Otkriće različitih plinova i utvrđivanje njihove važne uloge u kemijskim procesima bio je jedan od glavnih poticaja za sustavna istraživanja procesa izgaranja koja je poduzeo Lavoisier. Kisik je otkriven početkom 70-ih godina 18. stoljeća.

Prvo izvješće o ovom otkriću napravio je Priestley na sastanku Kraljevskog društva Engleske 1775. Priestley je zagrijavanjem crvenog živinog oksida velikom gorućom čašom dobio plin u kojem je svijeća gorjela jače nego u običnom zraku, a tinjajući iver se rasplamsao. Priestley je odredio neka svojstva novog plina i nazvao ga daflogističkim zrakom. Međutim, dvije godine prije Priestleya (1772.) Scheele je također dobio kisik razgradnjom živinog oksida i drugim metodama. Scheele je taj plin nazvao požarni zrak (Feuerluft). Scheele je svoje otkriće mogao izvijestiti tek 1777. godine.

Godine 1775. Lavoisier je istupio pred Pariškom akademijom znanosti s porukom da je uspio dobiti “najčišći dio zraka koji nas okružuje” i opisao svojstva tog dijela zraka. Isprva je Lavoisier ovaj “zrak” nazvao empirejskim, vitalnim (Air empireal, Air vital) osnovom vitalnog zraka (Base de l'air vital).Gotovo istovremeno otkriće kisika od strane nekoliko znanstvenika u različite zemlje izazvalo polemiku o prioritetu. Priestley je bio posebno uporan u nastojanju da ga se prepozna kao pronalazača. U suštini, ti sporovi još nisu okončani. Detaljno proučavanje svojstava kisika i njegove uloge u procesima izgaranja i stvaranja oksida dovelo je Lavoisiera do netočnog zaključka da je ovaj plin kiselotvorni princip. Godine 1779. Lavoisier je, u skladu s tim zaključkom, uveo novi naziv za kisik - kiselotvorni princip (principe acidifiant ou principe oxygine). Lavoisier je riječ oksigin, koja se pojavljuje u ovom složenom nazivu, izveo iz grčkog - kiselina i "ja proizvodim".