Dobivanje kisika u prirodi. Fizikalna i kemijska svojstva kisika
§8 Elementi VI I grupe.
Kisik, sumpor, selen, telur, polonij.
Opće informacije elementi VI A grupa:
Elementi skupine VI A (osim polonija) nazivaju se halkogenidi. Na vanjskoj elektronskoj razini ovih elemenata nalazi se šest valentnih elektrona (ns 2 np 4), pa u normalnom stanju pokazuju valenciju 2, a u pobuđenom stanju -4 ili 6 (osim kisika). Atom kisika razlikuje se od atoma drugih elemenata podskupine odsutnošću d-podrazine u vanjskom elektronskom sloju, što uzrokuje visoke troškove energije za "uparivanje" njegovih elektrona, koji se ne kompenziraju energijom stvaranja 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 opada redoslijedom O-S-Se-Te-Rho. Stupanj oksidacije od -2, +2, +4, +6. Povećava se radijus atoma, što slabi nemetalna svojstva elemenata.
Elementi ove podskupine tvore s vodikom spojeve oblika H 2 R (H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 Ro).Ti spojevi otapajući se u vodi tvore kiseline. Svojstva kiselina porast u smjeru H 2 O→H 2 S→H 2 Se→H 2 Te→H 2 Po. S, Se i Te tvore s kisikom spojeve tipa RO 2 i RO 3. Iz tih oksida nastaju kiseline tipa H 2 RO 3 i H 2 RO 4. Porastom rednog broja jakost kiselina opada. Svi oni imaju oksidirajuća svojstva. Kiseline poput H2RO3 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 ulazi u sastav vode (88,9%), minerala, stijene te sve tvari od kojih su građeni organizmi biljaka i životinja. atmosferski zrak Mješavina je mnogih plinova od kojih glavni dio čine dušik i kisik, a manjim dijelom plemeniti plinovi, ugljikov dioksid i vodena para. Ugljični dioksid u prirodi nastaje izgaranjem drva, ugljena i drugih goriva, disanjem životinja i truljenjem. 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 umjetnim putem.
Kisik je u čistom obliku prvi 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. Tek 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, u nju se dodaje otopina lužine (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:
Toplinska razgradnja Bertoletove soli pod djelovanjem MnO 2 katalizatora.
KClO 3 → 2KCl + 3O 2
Toplinska razgradnja kalijevog permanganata
KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
Toplinska razgradnja nitrata alkalijskih metala:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2.
Razgradnja peroksida:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2.
2VaO 2 → 2VaO+O 2.
Toplinska razgradnja živinog oksida (II):
2HgO → 2HgO + O 2.
Interakcija peroksida alkalnih metala s ugljikovim monoksidom (IV):
2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2.
Toplinska 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 u industriji proizvodi frakcijskom destilacijom tekućeg zraka. Sa slabim zagrijavanjem tekućeg zraka, dušik se prvo odvaja od njega (t bale (N 2) \u003d -196ºC), zatim se oslobađa kisik (t bale (O 2) \u003d -183ºS).
Kisik dobiven ovom metodom sadrži nečistoće dušika. Stoga, da bi se dobio čisti kisik, dobivena smjesa se ponovno destilira i na kraju se dobije 99,5% kisika. Osim toga, dio kisika dobiva se elektrolizom vode. Elektrolit je 30% otopina KOH.
Kisik se obično skladišti u plavim cilindrima pod tlakom od 15 MPa.
Fizičko- Kemijska svojstva: Kisik je plin bez boje, mirisa i okusa, malo teži od zraka, malo topiv u vodi. Kisik pri tlaku od 0,1 MPa i temperaturi od -183ºS prelazi u tekuće stanje, pri -219ºS se smrzava. U tekućem i čvrstom stanju privlači ga magnet.
Prema metodi valentnih veza, struktura molekule kisika, prikazana shemom -:Ö::Ö: , ne objašnjava veliku snagu molekule koja ima paramagnetska svojstva, odnosno nesparene elektrone u normalnom stanju.
Kao rezultat vezivanja elektrona dvaju atoma nastaje jedan zajednički elektronski par, nakon čega nespareni elektron u svakom atomu stvara međusobnu vezu s nepodijeljenim parom drugog atoma, a između njih nastaje troelektronska veza. 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. Stoga kisik u kemijske reakcije može lako dobiti dva elektrona i pokazati oksidacijsko stanje od -2. Kisik samo u spojevima s elektronegativnim elementom fluorom pokazuje oksidacijsko stanje +1 i +2: O 2 F 2, OF 2.
Kisik je jako oksidacijsko sredstvo. Ne stupa u interakciju 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. U interakciji nemetala s kisikom nastaju kiseli ili soli oksidi, a u interakciji metala nastaju amfoterni ili miješani oksidi. Dakle, kisik reagira s fosforom pri 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 tvori 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.
U interakciji s fluorom pokazuje redukcijska svojstva:
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.
Međudjelovanje kisika s dušikom počinje tek na 1200°C ili u električnom pražnjenju.
Četiri elementa - "halkogen" (tj. "rađajući bakar") predvode glavnu podskupinu VI skupine (prema novoj klasifikaciji - 16. skupina) periodnog sustava. Uz sumpor, telur i selen, oni također uključuju kisik. Pogledajmo pobliže svojstva ovog najzastupljenijeg 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, te u obliku ozona - O3.
Fizička svojstva
Kisik O2 je plin bez boje, okusa i mirisa. Slabo je topiv u vodi. Vrelište je 183 stupnja ispod nule. U tekućem obliku kisik ima plavu boju, a u krutom obliku stvara plave kristale. Talište kristala kisika je 218,7 stupnjeva ispod nule.
Kemijska svojstva
Kada se zagrije, ovaj element reagira s mnogim jednostavnim tvarima, metalima i nemetalima, pri čemu nastaju takozvani oksidi - spojevi elemenata s kisikom. u koji 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. U tehničke svrhe dobiva se kisik iz zraka, u kojemu je njegov uobičajeni sadržaj oko 20%, t.j. peti dio. Da bi se to postiglo, zrak se prvo spaljuje, dobivajući smjesu s udjelom tekućeg 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.
Moderna 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 do vrlo čistog stupnja. 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. Ovaj plin, koji se nalazi u atmosferi, konzumiraju u procesu životinje i ljudi.
Dobivanje kisika vrlo je važno za takva područja ljudske djelatnosti kao što su medicina, zavarivanje i rezanje metala, miniranje, 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.Ujedno je priroda predvidjela proces prirodnog vezanja ovog spoja fotosintezom koja se odvija u zelenim biljkama pod utjecajem sunčeve svjetlosti. Kao rezultat tog procesa nastaje glukoza koju biljka potom 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 skupine VI), drugo razdoblje periodnog sustava kemijski elementi D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 8. Označava se simbolom O (lat. Oxygenium). Kisik je reaktivni nemetal i najlakši je element iz skupine halkogena. 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), pa se stoga naziva i dioksigen. Tekući kisik ima svijetloplava, a krutina su svijetloplavi kristali.
Postoje i drugi alotropski 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 snažne 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 "deflogisticirani zrak"). Priestley je o svom otkriću izvijestio izvanrednog francuskog kemičara Antoinea Lavoisiera. Godine 1775. A. Lavoisier je utvrdio da je kisik sastavni dio zraka, kiselina i da se nalazi u mnogim tvarima.
Nekoliko godina ranije (1771.) švedski kemičar Carl Scheele dobio je kisik. Kalcinirao je salitru sumpornom kiselinom i zatim razgradio nastali dušikov oksid. Scheele je taj plin nazvao "vatreni zrak" i svoje otkriće opisao u knjizi objavljenoj 1777. (upravo zato što je knjiga objavljena kasnije nego što je Priestley objavio svoje otkriće, potonji se smatra pronalazačem kisika). Scheele je također izvijestio o svom iskustvu Lavoisiera.
Važna faza koja je pridonijela otkriću kisika bio je rad francuskog kemičara Pierrea Bayena, koji je objavio rad o oksidaciji žive i naknadnoj razgradnji njezinog oksida.
Konačno, A. Lavoisier je konačno shvatio prirodu rezultirajućeg plina, koristeći informacije od Priestleya i Scheelea. Njegov je rad bio od velike važnosti jer je zahvaljujući njemu srušena teorija o flogistonu koja je u to vrijeme dominirala i kočila razvoj kemije. Lavoisier je proveo pokus izgaranja raznih tvari i opovrgao teoriju o flogistonu objavljujući rezultate o težini izgorjelih elemenata. Težina pepela premašila je početnu težinu elementa, što je Lavoisieru dalo pravo da tvrdi da tijekom izgaranja dolazi do kemijske reakcije (oksidacije) tvari, s tim u vezi, 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"), njegova pojava u ruskom jeziku donekle je posljedica M. V. Lomonosova, koji je uveo, zajedno s drugim neologizmima, riječ "kiselina"; tako je riječ "kisik", zauzvrat, bila paus-papir pojma "kisik" (francuski oxygène), koji je predložio A. Lavoisier (od drugog grčkog ὀξύς - "kiseo" i γεννάω - "rađam"), što se prevodi kao "generirajuća kiselina", što je povezano s njegovim izvornim značenjem - "kiselina", što je prije označavalo tvari koje su se prema modernoj međunarodnoj nomenklaturi nazivale oksidima.
Biti u prirodi
Kisik je najčešći element na Zemlji, njegov udio (kao dio raznih spojeva, uglavnom silikata) čini oko 47,4% mase čvrste zemljine kore. Morske i slatke vode sadrže veliku količinu vezanog kisika - 88,8% (po masi), u atmosferi je udio slobodnog kisika 20,95% po volumenu i 23,12% po masi. Više od 1500 spojeva zemljine kore u svom sastavu sadrži kisik.
Kisik je prisutan u mnogim organska tvar a prisutan je u svim živim stanicama. Što se tiče broja atoma u živim stanicama, to je oko 25%, što se tiče 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 bazirana na membranskoj tehnologiji također su poznata i uspješno se koriste u industriji.
U laboratorijima se koristi industrijski kisik koji se isporučuje u čeličnim cilindrima 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 (bertoletova sol) 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.
Njegova 1 litra ima masu 1,429 g. Malo je teži od zraka. Slabo topljiv 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 (vrelište −182,98 °C) je blijedoplava tekućina.
O 2 fazni dijagram
Kruti kisik (talište −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 području od 23,65 do 43,65 K; blijedoplavi kristali (s porastom tlaka boja prelazi u ružičastu) imaju romboedarsku rešetku, parametri ćelije a=4,21 Å, α=46,25°.
γ-O 2 - postoji na temperaturama od 43,65 do 54,21 K; blijedoplavi kristali imaju kubičnu simetriju, period rešetke a=6,83 Å.
Pri visokim tlakovima 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, na niske temperature prelazi u supravodljivo stanje.
Kemijska svojstva
Jako oksidacijsko sredstvo, stupa u interakciju s gotovo svim elementima, stvarajući okside. Oksidacijsko stanje je −2. U pravilu, reakcija oksidacije odvija se uz oslobađanje topline i ubrzava se s povećanjem temperature (vidi Izgaranje). Primjer reakcija koje se odvijaju na sobnoj temperaturi:
Oksidira spojeve koji sadrže elemente s ne-maksimalnim oksidacijskim stanjem:
Oksidira većinu organskih spojeva:
Pod određenim uvjetima moguće je provesti blagu oksidaciju organskog spoja:
Kisik reagira izravno (u normalnim uvjetima, pri zagrijavanju 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 posredno. 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 odvija u dva stupnja uz stvaranje intermedijarnog peroksidnog spoja. Ovaj intermedijarni spoj može se izolirati, na primjer, kada se plamen gorućeg vodika hladi ledom, zajedno s vodom, nastaje vodikov peroksid:
U superoksidima, kisik formalno ima oksidacijsko stanje od -½, to jest, jedan elektron na dva atoma kisika (O - 2 ion). Dobiva se interakcijom peroksida s kisikom pri povišenom tlaku i temperaturi:
Kalij K, rubidij Rb i cezij Cs reagiraju s kisikom stvarajući superokside:
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, oksidacijsko stanje kisika je +1. Dobiva se iz smjese fluora i kisika u tinjajućem pražnjenju na temperaturi od -196 ° C:
Prolaskom tinjajućeg izboja kroz smjesu fluora s kisikom 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 .
Kvantno mehanički izračuni predviđaju stabilno postojanje OF 3 + trifluorohidroksonijevog iona. Ako taj ion stvarno postoji, tada će oksidacijsko stanje kisika u njemu biti +4.
Kisik podržava procese disanja, izgaranja i truljenja.
U svom slobodnom obliku element postoji u dvije alotropske modifikacije: O 2 i O 3 (ozon). Kako su 1899. godine ustanovili Pierre Curie i Maria Sklodowska-Curie, pod utjecajem ionizirajućeg zračenja O 2 prelazi u O 3.
Primjena
Široka industrijska uporaba kisika započela je sredinom 20. stoljeća, nakon izuma turboekspandera – uređaja za ukapljivanje i odvajanje tekućeg zraka.
Umetalurgija
Konverterska metoda proizvodnje čelika ili obrade mat povezana je s uporabom kisika. U mnogim metalurškim jedinicama, za učinkovitije izgaranje goriva, smjesa kisika i zraka koristi se u plamenicima umjesto zraka.
Zavarivanje i rezanje metala
Kisik u plavim cilindrima 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 oksidacijsko sredstvo za raketno gorivo. Mješavina tekućeg kisika i tekućeg ozona jedan je od najjačih oksidatora raketnog goriva (specifični impuls mješavine vodik-ozon premašuje specifični impuls za par vodik-fluor i vodik-fluorid kisika).
Ulijek
Medicinski kisik se skladišti 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 disanja, za zaustavljanje napada bronhijalne astme, za uklanjanje hipoksije bilo koje geneze, kod dekompresijske bolesti, za liječenje patologije gastrointestinalnog trakta u obliku kokteli s kisikom. Za individualnu uporabu medicinski kisik iz boca puni se posebnim gumiranim spremnicima - jastucima za kisik. Za opskrbu kisikom ili smjesom 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, koja koristi vlagu izdahnutog zraka. Da bi se izračunala količina preostalog kisika u boci u litrama, tlak u boci u atmosferama (prema manometru reduktora) obično se množi s zapreminom boce u litrama. Na primjer, u cilindru s kapacitetom od 2 litre, manometar pokazuje tlak kisika od 100 atm. Volumen kisika u ovom slučaju je 100 × 2 = 200 litara.
UIndustrija hrane
U prehrambenoj industriji kisik je registriran kao prehrambeni aditiv E948, kao pogonsko gorivo i plin za pakiranje.
Ukemijska industrija
U kemijskoj industriji kisik se koristi kao oksidacijsko sredstvo u brojnim sintezama, na primjer, oksidacija ugljikovodika u spojeve koji sadrže kisik (alkoholi, aldehidi, kiseline), amonijak u dušikove okside u proizvodnji dušične kiseline. Zbog visokih temperatura koje se razvijaju tijekom oksidacije, potonja se često provodi u načinu izgaranja.
Upoljoprivreda
U staklenicima, za izradu koktela s kisikom, za povećanje tjelesne težine životinja, za obogaćivanje vodenog okoliša kisikom u uzgoju ribe.
Biološka uloga kisika
Hitna opskrba kisikom u skloništu za bombe
Većina živih bića (aerobi) udišu kisik iz zraka. Kisik se široko koristi u medicini. Kod kardiovaskularnih bolesti, radi poboljšanja metaboličkih procesa, u želudac se uvodi kisikova pjena ("koktel kisika"). Subkutana primjena kisika koristi se za trofične čireve, elefantijazu, gangrenu i druge ozbiljne bolesti. Za dezinfekciju zraka te dezodoraciju i pročišćavanje 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 vrste kisika), kao što su singletni kisik, vodikov peroksid, superoksid, ozon i hidroksilni radikal, vrlo su toksični proizvodi. Nastaju u procesu aktivacije ili djelomične redukcije kisika. Superoksid (superoksidni radikal), vodikov peroksid i hidroksilni radikal mogu nastati u stanicama i tkivima ljudskog i životinjskog tijela i izazvati oksidativni stres.
izotopi
Kisik ima tri stabilna izotopa: 16 O, 17 O i 18 O, čiji je prosječni sadržaj redom 99,759%, 0,037% i 0,204% od ukupnog broja atoma kisika na Zemlji. Oštra prevlast najlakšeg od njih, 16 O, u mješavini izotopa posljedica je činjenice da se jezgra atoma 16 O sastoji od 8 protona i 8 neutrona (dvostruka čarobna jezgra s ispunjenim neutronskim i protonskim ljuskama). A takve jezgre, kako proizlazi iz teorije strukture atomske jezgre, imaju posebnu stabilnost.
Poznati su i radioaktivni izotopi kisika s masenim brojevima od 12 O do 24 O. Svi radioaktivni izotopi kisika imaju kratko vrijeme poluraspada, a najdugovječniji od njih je 15 O s vremenom poluraspada od ~120 s. Najkraće živući izotop 12 O ima vrijeme poluraspada od 5,8·10 −22 s.
DEFINICIJA
Kisik– element drugog razdoblja grupe VIA Periodni sustav kemijski elementi D.I. Mendeljejev, s atomskim brojem 8. Simbol - O.
Atomska masa - 16 a.m.u. Molekula kisika je dvoatomna 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 pokazivati nekoliko oksidacijskih stanja: "-2", "-1" (u peroksidima), "+2" (F 2 O). Kisik karakterizira manifestacija fenomena alotropije - postojanje u obliku nekoliko jednostavne tvari- alotropske modifikacije. Alotropske modifikacije kisika su kisik O2 i ozon O3.
Kemijska svojstva kisika
Kisik je jako oksidacijsko sredstvo, jer za dovršetak vanjske elektroničke razine nedostaju mu samo 2 elektrona, a lako ih pričvrsti. Što se tiče reaktivnosti, kisik je odmah iza fluora. Kisik tvori spojeve sa svim elementima osim helijem, neonom i argonom. Kisik izravno reagira s halogenima, srebrom, zlatom i platinom (njihovi spojevi se dobivaju neizravno). Gotovo sve reakcije koje uključuju kisik su egzotermne. Značajka mnoge reakcije spoja s kisikom – oslobađanje veliki broj toplina i svjetlost. Takvi se procesi nazivaju izgaranje.
Međudjelovanje kisika s metalima. S alkalijskim metalima (osim litija), kisik tvori perokside ili superokside, s ostatkom - okside. Na primjer:
4Li + O 2 = 2 Li 2 O;
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2;
K + O 2 \u003d KO 2;
2Ca + O 2 \u003d 2CaO;
4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3;
2Cu + O 2 \u003d 2CuO;
3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.
Međudjelovanje kisika s nemetalima. Interakcija kisika s nemetalima odvija se pri zagrijavanju; sve reakcije su egzotermne, osim interakcije s dušikom (reakcija je endotermna, odvija se na 3000C u električnom luku, u prirodi - s pražnjenjem munje). Na primjer:
4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5;
C + O 2 \u003d CO 2;
2H2 + O2 \u003d 2H20;
N 2 + O 2 ↔ 2NO - Q.
Interakcija sa kompleksom anorganske tvari. Kada se složene tvari spaljuju u suvišku kisika, nastaju oksidi odgovarajućih elemenata:
2H2S + 302 \u003d 2SO2 + 2H20 (t);
4NH3 + 302 \u003d 2N2 + 6H20 (t);
4NH3 + 502 = 4NO + 6H20 (t, kat);
2PH3 + 402 = 2H3PO4 (t);
SiH4 + 2O2 \u003d SiO2 + 2H2O;
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8 SO 2 (t).
Kisik može oksidirati okside i hidrokside u spojeve s više visok stupanj oksidacija:
2CO + O 2 \u003d 2CO 2 (t);
2SO2 + O2 = 2SO3 (t, V2O5);
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, oksidiraju se 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 reakcije djelomične ili katalitičke oksidacije, u kojem slučaju produkti reakcije mogu biti alkoholi, aldehidi, ketoni, karboksilne kiseline i druge tvari:
Oksidacija ugljikohidrata, bjelančevina i masti služi kao izvor energije u živom organizmu.
Fizikalna svojstva kisika
Kisik je najrasprostranjeniji element na zemlji (47% mase). Zrak sadrži 21% volumena kisika. Kisik je sastavni dio vode, minerala, organskih tvari. Biljna i životinjska tkiva sadrže 50-85% kisika u obliku različitih spojeva.
U slobodnom stanju kisik je plin bez boje, okusa i mirisa, slabo topljiv u vodi (3 litre kisika se otapaju u 100 litara vode pri 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 \u003d 2KNO 2 + O 2
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3 O 2
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Raspadom 95 g živinog (II) oksida nastalo je 4,48 litara kisika (N.O.). Izračunajte udio razgrađenog živinog (II) oksida (u mas.%). |
| Riješenje | Napišimo jednadžbu reakcije za razgradnju živinog oksida (II): 2HgO \u003d 2Hg + O 2. Znajući volumen oslobođenog kisika, nalazimo njegovu količinu tvari:
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 težina 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: |
mol.Oblici kisikaperoksidi
s oksidacijskim stupnjem −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 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 interakcijom peroksida s kisikom pri povišenim pritiscima i temperatura:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2
Ozonidi sadrže ion O 3 - s oksidacijskim stanjem −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. Dobiti reakcijom:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6
Fluoridi kisika
kisikov 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 smjese fluora i kisika u tinjajućem izbijanju na temperaturi od -196 °C.
Prolaskom tinjajućeg izboja kroz smjesu fluora s kisikom 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 povezana je s uporabom 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 oksidacijsko sredstvo za raketno gorivo. Mješavina tekućeg kisika i tekućeg ozona jedan je od najjačih oksidansa raketnog goriva (specifični impuls mješavine vodik-ozon premašuje specifični impuls para vodik-fluor i vodik-fluorid kisika).
U medicini
Kisik se koristi za obogaćivanje respiratornih plinskih smjesa u slučaju respiratornog zatajenja, za liječenje astme, u obliku kisikovih koktela, kisikovih jastuka itd.
U prehrambenoj industriji
U prehrambenoj industriji kisik je registriran kao dodatak hrani 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 ("koktel kisika"). 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 vode za piće. Radioaktivni izotop kisika 15 O koristi se za proučavanje brzine protoka krvi, 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 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 izazvati oksidativni stres.
Izotopi kisika
Kisik ima tri stabilna izotopa: 16 O, 17 O i 18 O, čiji je prosječni sadržaj redom 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 proizlazi iz teorije strukture atomske jezgre, imaju posebnu stabilnost.
Postoje radioaktivni izotopi 11 O, 13 O, 14 O (vrijeme poluraspada 74 sec), 15 O (T 1/2 = 2,1 min), 19 O (T 1/2 = 29,4 sec), 20 O (konfliktni podaci o vremenu poluraspada od 10 min 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 su, neovisno jedan o drugome, izrazili ideju da zrak sadrži neku tvar koja podržava gorenje, ali ta potpuno racionalna hipoteza tada nije razvijena, budući da se ideja gorenja kao procesa spajanja gorućeg tijela s određenim sastavnim dijelom zraka u to vrijeme činila suprotnom tako očitom činu kao što je činjenica da se tijekom gorenja odvija razgradnja gorućeg tijela na elementarne sastavne dijelove. Upravo na toj osnovi na prijelazu iz XVII.st. nastala je teorija flogistona koju su stvorili Becher i Stahl. S početkom 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 privlači 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 dao je Priestley na sastanku Engleskog kraljevskog društva 1775. Priestley je, zagrijavajući crveni živin oksid velikom gorućom čašom, dobio plin u kojem je svijeća gorjela jače nego u običnom zraku, a tinjajuća baklja bljesnula. Priestley je odredio neka svojstva novog plina i nazvao ga daflogističkim zrakom. Međutim, dvije godine ranije, Priestley (1772.) Scheele također je dobio kisik razgradnjom živinog oksida i drugim metodama. Scheele je ovaj plin nazvao vatreni zrak (Feuerluft). Scheele je uspio izvesti izvještaj 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. Isprva je Lavoisier ovaj "zrak" nazvao empirijskom, vitalnom (Air empireal, Air vital) bazom vitalnog zraka (Base de l "air vital). Gotovo istovremeno otkriće kisika od strane nekoliko znanstvenika u različite zemlje izazvalo sporove oko prvenstva. Posebno je Priestley bio uporan u priznavanju sebe kao pronalazača. 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 kiselotvorni princip. Godine 1779. Lavoisier je, u skladu s tim zaključkom, uveo novi naziv za kisik - kiselotvorni princip (principe acidifiant ou principe oxygine). Riječ oxygine koja se pojavljuje u ovom složenom nazivu Lavoisier je izveo iz grčke riječi kiselina i "ja proizvodim".
