Nanaša se na značilnosti preproste snovi kisik. Kisik: kemijske lastnosti elementa

Od pojava kemije je človeštvu postalo jasno, da je vse okoli sestavljeno iz snovi, ki vključuje kemične elemente. Pestrost snovi zagotavljajo različne spojine enostavni elementi. Do danes je bilo odkritih 118 kemičnih elementov, ki so vključeni v periodični sistem D. Mendelejeva. Med njimi je treba izpostaviti številne vodilne, katerih prisotnost je določila nastanek organskega življenja na Zemlji. Ta seznam vključuje: dušik, ogljik, kisik, vodik, žveplo in fosfor.

Kisik: zgodovina odkritja

Vsi ti elementi, kot tudi številni drugi, so prispevali k razvoju evolucije življenja na našem planetu v obliki, v kateri ga zdaj opazujemo. Med vsemi sestavinami je kisik tisti, ki ga je v naravi več kot drugih elementov.

Kisik kot samostojen element je odkril 1. avgusta 1774. Pri poskusu pridobivanja zraka iz kamna živega srebra s segrevanjem z navadno lečo je ugotovil, da sveča gori z nenavadno svetlim plamenom.

Priestley je dolgo časa poskušal najti razumno razlago za to. Takrat je ta pojav dobil ime "drugi zrak". Nekoliko prej je izumitelj podmornice K. Drebbel v začetku 17. stoletja izoliral kisik in ga v svojem izumu uporabil za dihanje. Toda njegovi poskusi niso vplivali na razumevanje vloge kisika v naravi izmenjave energije živih organizmov. Vendar je francoski kemik Antoine Laurent Lavoisier priznan kot znanstvenik, ki je uradno odkril kisik. Ponovil je Priestleyjev poskus in ugotovil, da je nastali plin ločen element.

Kisik medsebojno deluje s skoraj vsemi preprostimi plini, razen z inertnimi plini in plemenitimi kovinami.

Iskanje kisika v naravi

Med vsemi elementi našega planeta zavzema največji delež kisik. Porazdelitev kisika v naravi je zelo raznolika. Prisoten je v vezani in prosti obliki. Kot močan oksidant je praviloma v vezanem stanju. Prisotnost kisika v naravi kot ločenega nevezanega elementa je zabeležena samo v atmosferi planeta.

Vsebovan je v obliki plina in je kombinacija dveh atomov kisika. Predstavlja približno 21% celotne prostornine ozračja.

Kisik v zraku ima poleg svoje običajne oblike še izotropno obliko v obliki ozona. je sestavljen iz treh atomov kisika. Modra barva neba je neposredno povezana s prisotnostjo te spojine v zgornji atmosferi. Zahvaljujoč ozonu se močno kratkovalovno sevanje našega Sonca absorbira in ne doseže površine.

Če ozonske plasti ne bi bilo, bi bilo organsko življenje uničeno, kot ocvrta hrana v mikrovalovni pečici.

V hidrosferi našega planeta je ta element v vezani obliki z dvema in tvori vodo. Delež kisika v oceanih, morjih, rekah in podzemni vodi je ocenjen na približno 86-89 %, upoštevajoč raztopljene soli.

V zemeljski skorji je kisik v vezani obliki in je najpogostejši element. Njegov delež je približno 47 %. Prisotnost kisika v naravi ni omejena na lupine planeta, ta element je del vseh organskih bitij. Njegov delež v povprečju dosega 67 % totalna teža vsi elementi.

Kisik je osnova življenja

Zaradi visoke oksidativne aktivnosti se kisik zlahka povezuje z večino elementov in snovi, pri čemer tvori okside. Visoka oksidacijska moč elementa zagotavlja dobro poznan proces zgorevanja. Kisik sodeluje tudi pri počasnih oksidacijskih procesih.

Vloga kisika v naravi kot močnega oksidanta je nepogrešljiva v življenju živih organizmov. Zahvaljujoč temu kemičnemu procesu pride do oksidacije snovi s sproščanjem energije. Živi organizmi ga uporabljajo za svoje življenje.

Rastline so vir kisika v ozračju

V začetni fazi nastajanja ozračja na našem planetu je bil obstoječi kisik v vezanem stanju, v obliki ogljikovega dioksida (ogljikov dioksid). Sčasoma so se pojavile rastline, ki so lahko absorbirale ogljikov dioksid.

Ta proces je omogočil pojav fotosinteze. Skozi čas, med življenjem rastlin, skozi milijone let, se je v Zemljini atmosferi nabrala velika količina prostega kisika.

Po mnenju znanstvenikov je v preteklosti njegov masni delež dosegel približno 30%, en in pol krat več kot zdaj. Rastline so tako v preteklosti kot danes pomembno vplivale na kroženje kisika v naravi in ​​tako poskrbele za pestro floro in favno našega planeta.

Pomen kisika v naravi ni samo ogromen, ampak izjemen. Presnovni sistem živalskega sveta je očitno odvisen od prisotnosti kisika v ozračju. Brez tega postane življenje, kot ga poznamo, nemogoče. Med prebivalci planeta bodo ostali samo anaerobni (sposobni življenja brez kisika) organizmi.

Intenzivno naravo zagotavlja dejstvo, da je v povezavi z drugimi elementi v treh agregatnih stanjih. Ker je močan oksidant, zelo enostavno prehaja iz proste oblike v vezano. In le zahvaljujoč rastlinam, ki s fotosintezo razgrajujejo ogljikov dioksid, je na voljo v prosti obliki.

Proces dihanja živali in žuželk temelji na proizvodnji nevezanega kisika za redoks reakcije, čemur sledi proizvodnja energije za zagotavljanje vitalne aktivnosti organizma. Prisotnost kisika v naravi, vezanega in prostega, zagotavlja polno delovanje vsega življenja na planetu.

Evolucija in "kemija" planeta

Razvoj življenja na planetu je temeljil na sestavi zemeljske atmosfere, sestavi mineralov in prisotnosti vode v tekočem stanju.

Kemična sestava skorje, atmosfere in prisotnost vode so postali osnova za nastanek življenja na planetu in določili smer evolucije živih organizmov.

Na podlagi obstoječe "kemije" planeta je evolucija prišla do organskega življenja na osnovi ogljika, ki temelji na vodi kot topilu. kemične snovi, kot tudi uporaba kisika kot oksidanta za pridobivanje energije.

Še ena evolucija

Na tej stopnji sodobna znanost ne zavrača možnosti življenja v drugih okoljih, razen v zemeljskih razmerah, kjer je mogoče vzeti silicij ali arzen kot osnovo za gradnjo organske molekule. In medij tekočine, kot topilo, je lahko zmes tekočega amoniaka s helijem. Kar zadeva atmosfero, jo lahko predstavimo v obliki plinastega vodika s primesjo helija in drugih plinov.

Kakšni so lahko presnovni procesi v takšnih razmerah, sodobna znanost še ne more modelirati. Vendar je ta smer evolucije življenja povsem sprejemljiva. Kot dokazuje čas, se človeštvo nenehno sooča s širjenjem meja našega razumevanja sveta in življenja v njem.

Vsebina članka

KISIK, O (kisik), kemični element VIA podskupine periodnega sistema elementov: O, S, Se, Te, Po - član družine halkogena. To je najpogostejši element v naravi, njegova vsebnost v zemeljski atmosferi je 21 % (vol.), v zemeljski skorji v obliki spojin cca. 50 % (mas.) in v hidrosferi 88,8 % (mas.).

Kisik je nujen za življenje na zemlji: živali in rastline porabljajo kisik z dihanjem, rastline pa sproščajo kisik s fotosintezo. Živa snov vsebuje vezan kisik ne samo v telesnih tekočinah (krvne celice itd.), temveč tudi v ogljikovih hidratih (sladkor, celuloza, škrob, glikogen), maščobah in beljakovinah. glina, skale sestavljajo silikati in druge anorganske spojine, ki vsebujejo kisik, kot so oksidi, hidroksidi, karbonati, sulfati in nitrati.

Zgodovinska referenca.

Prve informacije o kisiku so v Evropi postale znane iz kitajskih rokopisov iz 8. stoletja. V začetku 16. stol Leonardo da Vinci je objavil podatke v zvezi s kemijo kisika, ne da bi še vedel, da je kisik element. Reakcije dodajanja kisika so opisane v znanstvenih člankov S. Gales (1731) in P. Bayen (1774). Posebno pozornost si zaslužijo študije K. Scheeleja v letih 1771–1773 o interakciji kovin in fosforja s kisikom. J. Priestley je poročal o odkritju kisika kot elementa leta 1774, nekaj mesecev po poročanju Bayena o reakcijah z zrakom. Ime oxygenium ("kisik") je dobil ta element kmalu po Priestleyjevem odkritju in izhaja iz grških besed za "proizvaja kislino"; to je posledica napačnega prepričanja, da je kisik prisoten v vseh kislinah. Razlaga vloge kisika v procesih dihanja in gorenja pa pripada A. Lavoisierju (1777).

Struktura atoma.

Vsak naravni kisikov atom vsebuje 8 protonov v jedru, vendar je število nevtronov lahko 8, 9 ali 10. Najpogostejši od treh izotopov kisika (99,76 %) je 16 8 O (8 protonov in 8 nevtronov). Vsebnost drugega izotopa, 18 8 O (8 protonov in 10 nevtronov), je le 0,2 %. Ta izotop se uporablja kot oznaka ali za identifikacijo določenih molekul, pa tudi za biokemijske in medicinsko-kemijske študije (metoda za preučevanje neradioaktivnih sledi). Tretji neradioaktivni izotop kisika 17 8 O (0,04 %) vsebuje 9 nevtronov in ima masno število 17. Potem ko je Mednarodna komisija leta 1961 sprejela maso izotopa ogljika 12 6 C kot standardno atomsko maso, je utežena povprečna atomska masa kisika je postala 15, 9994. Do leta 1961 so kemiki za standardno enoto atomske mase šteli atomsko maso kisika, ki naj bi znašala 16.000 za mešanico treh naravnih izotopov kisika. Fiziki so za standardno enoto atomske mase vzeli masno število izotopa kisika 16 8 O, zato je bila po fizikalnem merilu povprečna atomska masa kisika 16,0044.

V atomu kisika je 8 elektronov, od tega 2 elektrona na notranji ravni in 6 elektronov na zunanji ravni. Zato lahko kisik v kemijskih reakcijah od donorjev sprejme do dva elektrona, pri čemer svojo zunanjo lupino dopolni do 8 elektronov in tvori presežek negativnega naboja.

Molekularni kisik.

Tako kot večina drugih elementov, katerih atomom manjkata 1–2 elektrona za dokončanje zunanje lupine 8 elektronov, kisik tvori dvoatomno molekulo. Pri tem procesu se sprosti veliko energije (~490 kJ/mol) in zato je treba enako količino energije porabiti za obratni proces disociacije molekule na atome. Moč vezi O–O je tako visoka, da pri 2300 °C le 1 % molekul kisika disociira na atome. (Omeniti velja, da je pri tvorbi molekule dušika N 2 moč vezi N–N še večja, ~710 kJ/mol.)

Elektronska struktura.

V elektronski strukturi molekule kisika, kot bi lahko pričakovali, porazdelitev elektronov po oktetu okoli vsakega atoma ni realizirana, vendar obstajajo neparni elektroni, kisik pa kaže lastnosti, značilne za takšno strukturo (na primer, interagira z magnetno polje, ki je paramagnet).

Reakcije.

Pod ustreznimi pogoji molekularni kisik reagira s skoraj vsemi elementi razen z žlahtnimi plini. Vendar pa v sobnih pogojih le najbolj aktivni elementi precej hitro reagirajo s kisikom. Verjetno večina reakcij poteka šele po disociaciji kisika na atome, disociacija pa se pojavi le pri zelo visokih temperaturah. Vendar lahko katalizatorji ali druge snovi v reakcijskem sistemu pospešijo disociacijo O 2 . Znano je, da alkalijske (Li, Na, K) in zemeljskoalkalijske (Ca, Sr, Ba) kovine reagirajo z molekularnim kisikom in tvorijo perokside:

Prejem in prijava.

Zaradi prisotnosti prostega kisika v atmosferi je najučinkovitejši način njegovega pridobivanja utekočinjenje zraka, iz katerega odstranimo nečistoče, CO 2 , prah itd. kemične in fizikalne metode. Ciklični proces vključuje stiskanje, ohlajanje in raztezanje, kar vodi do utekočinjenja zraka. Pri počasnem naraščanju temperature (frakcijska destilacija) tekoči zrak izhlapeva najprej žlahtne pline (te jih je najtežje utekočiniti), nato dušik, tekoči kisik pa ostane. Zaradi tega tekoči kisik vsebuje sledi žlahtnih plinov in relativno visok odstotek dušika. Pri številnih aplikacijah te nečistoče ne motijo. Da pa dobimo kisik visoke čistosti, je treba postopek destilacije ponoviti. Kisik je shranjen v rezervoarjih in jeklenkah. V velikih količinah se uporablja kot oksidant za kerozin in druga goriva v raketah in vesoljskih plovilih. Jeklarska industrija uporablja plin kisik za vpihovanje železa po Bessemerjevem postopku za hitro in učinkovito odstranjevanje nečistoč C, S in P. Pihanje kisika proizvaja jeklo hitreje in bolje kot pihanje zraka. Kisik se uporablja tudi za varjenje in rezanje kovin (oksi-acetilenski plamen). Kisik se uporablja tudi v medicini, na primer za obogatitev dihalnega okolja bolnikov s težavami pri dihanju. Kisik lahko dobimo na različne načine kemične metode, nekateri pa se uporabljajo za pridobivanje majhnih količin čistega kisika v laboratorijski praksi.

elektroliza.

Eden od načinov pridobivanja kisika je elektroliza vode, ki vsebuje majhne dodatke NaOH ali H 2 SO 4 kot katalizatorja: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. V tem primeru nastanejo majhne nečistoče vodika. Sledi vodika v mešanici plinov se s pomočjo razelektritvene naprave ponovno pretvorijo v vodo, katere hlape odstranimo z zamrzovanjem ali adsorpcijo.

Toplotna disociacija.

Pomembna laboratorijska metoda za pridobivanje kisika, ki jo je predlagal J. Priestley, je termična razgradnja oksidov težkih kovin: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Priestley se je osredotočil na to sončni žarki na prahu živosrebrovega oksida. Dobro znana laboratorijska metoda je tudi termična disociacija oksosoli, na primer kalijevega klorata v prisotnosti katalizatorja - manganovega dioksida:

Manganov dioksid, dodan v majhnih količinah pred žganjem, omogoča vzdrževanje zahtevane temperature in hitrosti disociacije, sam MnO 2 pa se med postopkom ne spreminja.

Uporabljajo se tudi metode termične razgradnje nitratov:

kot tudi peroksidi nekaterih aktivnih kovin, na primer:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Slednja metoda je bila nekoč široko uporabljena za pridobivanje kisika iz ozračja in je vključevala segrevanje BaO v zraku, dokler ni nastal BaO 2, čemur je sledila termična razgradnja peroksida. Metoda termične razgradnje ostaja pomembna za proizvodnjo vodikovega peroksida.

NEKATERE FIZIKALNE LASTNOSTI KISIKA
atomsko število	8
Atomska masa	15,9994
Tališče, ° C	–218,4
Vrelišče, °C	–183,0
Gostota
trdna snov, g / cm 3 (at t pl)	1,27
tekočina g / cm 3 (at t kip)	1,14
plinasto, g / dm 3 (pri 0 ° C)	1,429
glede na zrak	1,105
kritično a, g / cm3	0,430
Kritična temperatura a, °C	–118,8
Kritični tlak a, atm	49,7
Topnost, cm 3 /100 ml topila
v vodi (0°C)	4,89
v vodi (100°C)	1,7
v alkoholu (25°C)	2,78
Polmer, Å	0,74
kovalentna	0,66
ionski (O 2–)	1,40
Ionizacijski potencial, V
prvi	13,614
drugo	35,146
Elektronegativnost (F=4)	3,5
a Temperatura in tlak, pri katerih je gostota plina in tekočine enaka.

fizične lastnosti.

Kisik je v normalnih pogojih plin brez barve, vonja in okusa. Tekoči kisik ima bledo modro barvo. Trden kisik obstaja v vsaj treh kristalnih modifikacijah. Plinasti kisik je topen v vodi in verjetno tvori nestabilne spojine, kot je O 2 H H 2 O in morda O 2 H 2 H 2 O.

Kemijske lastnosti.

Kot smo že omenili, je kemijska aktivnost kisika določena z njegovo sposobnostjo disociacije na atome O, ki so zelo reaktivni. Samo najbolj aktivne kovine in minerali reagirajo z O 2 z visoko hitrostjo pri nizke temperature. Najbolj aktivne alkalijske (IA podskupine) in nekatere zemeljskoalkalijske (IIA podskupine) kovine tvorijo z O 2 perokside, kot sta NaO 2 in BaO 2 . Drugi elementi in spojine reagirajo samo z disociacijskim produktom O 2 . Pod ustreznimi pogoji vsi elementi, razen žlahtnih plinov in kovin Pt, Ag, Au, reagirajo s kisikom. Tudi te kovine tvorijo okside, vendar pod posebnimi pogoji.

Elektronska struktura kisika (1s 2 2s 2 2p 4) je takšna, da atom O sprejme dva elektrona na zunanjo raven, da tvori stabilno zunanjo elektronsko lupino in tvori ion O 2–. V oksidih alkalijskih kovin se tvorijo pretežno ionske vezi. Predvidevamo lahko, da elektrone teh kovin skoraj v celoti pritegne kisik. Pri oksidih manj aktivnih kovin in nekovin je prehod elektronov nepopoln, negativna gostota naboja na kisiku pa manj izrazita, zato je vez manj ionska oziroma bolj kovalentna.

Pri oksidaciji kovin s kisikom se sprošča toplota, katere velikost je v korelaciji z močjo vezi M–O. Pri oksidaciji nekaterih nekovin se toplota absorbira, kar kaže na njihovo šibkejšo vez s kisikom. Takšni oksidi so termično nestabilni (ali manj stabilni kot ionsko vezani oksidi) in so pogosto zelo reaktivni. V tabeli so za primerjavo prikazane vrednosti entalpij tvorbe oksidov najbolj tipičnih kovin, prehodnih kovin in nekovin, elementov A- in B-podskupin (znak minus pomeni sproščanje toplote).

O lastnostih oksidov je mogoče narediti več splošnih zaključkov:

1. Tališča oksidov alkalijskih kovin se zmanjšujejo s povečanjem atomskega polmera kovine; Torej, t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O). Več jih imajo oksidi, v katerih prevladuje ionska vez visoke temperature tališča kot tališča kovalentnih oksidov: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2).

2. Oksidi reaktivnih kovin (IA–IIIA podskupine) so toplotno stabilnejši od oksidov prehodnih kovin in nekovin. Oksidi težkih kovin v najvišjem oksidacijskem stanju med toplotno disociacijo tvorijo okside z nižjimi oksidacijskimi stopnjami (npr. 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5 O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Takšni oksidi v visokih stopnjah oksidacije so lahko dobri oksidanti.

3. Najbolj aktivne kovine medsebojno delujejo z molekularnim kisikom pri povišanih temperaturah in tvorijo perokside:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Oksidi aktivnih kovin tvorijo brezbarvne raztopine, medtem ko so oksidi večine prehodnih kovin obarvani in praktično netopni. Vodne raztopine kovinskih oksidov kažejo bazične lastnosti in so hidroksidi, ki vsebujejo OH skupine, medtem ko nekovinski oksidi v vodnih raztopinah tvorijo kisline, ki vsebujejo H + ion.

5. Kovine in nekovine A-podskupin tvorijo okside z oksidacijskim stanjem, ki ustreza številki skupine, na primer Na, Be in B tvorijo Na 1 2 O, Be II O in B 2 III O 3, in ne- kovine IVA-VIIA podskupin C, N , S, Cl tvorijo C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Številka skupine elementov je povezana samo z največjo stopnjo oksidacijo, saj so možni tudi oksidi z nižjimi stopnjami oksidacije elementov. V procesih zgorevanja spojin so oksidi tipični produkti, na primer:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Snovi, ki vsebujejo ogljik, in ogljikovodiki se pri rahlem segrevanju oksidirajo (zgorijo) v CO 2 in H 2 O. Primeri takih snovi so goriva - les, olje, alkoholi (pa tudi ogljik - premog, koks in oglje). Toplota iz procesa zgorevanja se izkorišča za proizvodnjo pare (in nato elektrike ali gre v elektrarne), pa tudi za ogrevanje hiš. Tipične enačbe za procese zgorevanja so:

a) les (celuloza):

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

b) olje ali plin (bencin C 8 H 18 ali zemeljski plin CH 4):

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

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

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

d) ogljik (kamen ali oglje, koks):

2C + O 2 ® 2CO + toplotna energija

2CO + O 2 ® 2CO 2 + toplotna energija

Zgorevanju so izpostavljene tudi številne C-, H-, N-, O-vsebujoče spojine z visoko rezervo energije. Kisik za oksidacijo se lahko uporablja ne samo iz atmosfere (kot v prejšnjih reakcijah), ampak tudi iz same snovi. Za sprožitev reakcije zadostuje rahla aktivacija reakcije, na primer udarec ali tresenje. Pri teh reakcijah so produkti zgorevanja tudi oksidi, vendar so vsi plinasti in se pri visoki končni temperaturi procesa hitro širijo. Zato so takšne snovi eksplozivne. Primera eksplozivov sta trinitroglicerin (ali nitroglicerin) C 3 H 5 (NO 3) 3 in trinitrotoluen (ali TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Oksidi kovin ali nekovin z najnižjimi oksidacijskimi stopnjami elementa reagirajo s kisikom in tvorijo okside visoke stopnje oksidacija tega elementa:

Naravni oksidi, pridobljeni iz rud ali sintetizirani, služijo kot surovine za proizvodnjo številnih pomembnih kovin, na primer železa iz Fe 2 O 3 (hematit) in Fe 3 O 4 (magnetit), aluminija iz Al 2 O 3 (aluminijev oksid ), magnezij iz MgO (magnezij). Oksidi lahkih kovin se uporabljajo v kemična industrija za pridobivanje alkalij ali baz. Kalijev peroksid KO 2 najde nenavadno uporabo, saj v prisotnosti vlage in kot posledica reakcije z njo sprošča kisik. Zato se KO 2 uporablja v respiratorjih za proizvodnjo kisika. Vlaga iz izdihanega zraka sprošča kisik v respiratorju, KOH pa absorbira CO 2 . Proizvodnja CaO oksida in kalcijevega hidroksida Ca(OH) 2 je obsežna proizvodnja v tehnologiji keramike in cementa.

Voda (vodikov oksid).

Pomen vode H 2 O kot v laboratorijski praksi za kemične reakcije, v življenjskih procesih pa zahteva posebno obravnavo te snovi VODA, LED IN PARA). Kot smo že omenili, pri neposredni interakciji kisika in vodika v pogojih na primer iskričaste razelektritve pride do eksplozije in tvorbe vode, pri čemer se sprosti 143 kJ/(mol H 2 O).

Molekula vode ima skoraj tetraedrsko zgradbo, kot H–O–H je 104° 30°. Vezi v molekuli so delno ionske (30%) in delno kovalentne z visoko gostoto negativnega naboja za kisik in s tem pozitivnega naboja za vodik:

Zaradi velike trdnosti vezi H–O se vodik komaj loči od kisika, voda pa je zelo šibka. kislinske lastnosti. Številne lastnosti vode določa porazdelitev nabojev. Na primer, molekula vode tvori hidrat s kovinskim ionom:

Voda odda en elektronski par akceptorju, ki je lahko H +:

Oksoanioni in oksokacije

- delci, ki vsebujejo kisik, s preostalim negativnim (oksoanioni) ali preostalim pozitivnim (oksokacije) nabojem. Ion O 2– ima visoko afiniteto (visoko reaktivnost) za pozitivno nabite delce tipa H +. Najenostavnejši predstavnik stabilnih oksoanionov je hidroksidni ion OH - . To pojasnjuje nestabilnost atomov z visoko gostoto naboja in njihovo delno stabilizacijo zaradi dodajanja delca s pozitivnim nabojem. Torej, ko aktivna kovina (ali njen oksid) deluje na vodo, nastane OH in ne O 2–:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH - + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH -

Bolj zapleteni oksoanioni nastanejo iz kisika s kovinskim ionom ali nekovinskim delcem, ki ima velik pozitivni naboj, kar ima za posledico delec z nizkim nabojem, ki je bolj stabilen, na primer:

°C nastane temno vijolična trdna snov. Tekoči ozon je rahlo topen v tekočem kisiku, 49 cm 3 O 3 pa se raztopi v 100 g vode pri 0 ° C. Po kemijskih lastnostih je ozon veliko bolj aktiven od kisika, po oksidacijskih lastnostih pa je na drugem mestu za O, F 2 in OF 2 (kisikov difluorid). Pri normalni oksidaciji nastaneta oksid in molekularni kisik O 2 . Pod vplivom ozona na aktivne kovine pod posebnimi pogoji nastanejo ozonidi sestave K + O 3 -. Ozon pridobivajo v industriji za posebne namene, je dobro dezinfekcijsko sredstvo in se uporablja za čiščenje vode ter kot belilo, izboljšuje stanje ozračja v zaprtih sistemih, razkužuje predmete in živila, pospešuje zorenje žit in plodov. V kemijskem laboratoriju se ozonizator pogosto uporablja za proizvodnjo ozona, ki je potreben za nekatere metode kemijske analize in sinteze. Guma se zlahka uniči tudi pod vplivom nizkih koncentracij ozona. V nekaterih industrijskih mestih znatna koncentracija ozona v zraku povzroči hitro propadanje izdelkov iz gume, če niso zaščiteni z antioksidanti. Ozon je zelo strupen. Neprekinjeno vdihavanje zraka tudi z zelo nizkimi koncentracijami ozona povzroča glavobol, slabost in druga neprijetna stanja.

Uvod

Vsak dan vdihnemo zrak, ki ga potrebujemo. Ste kdaj razmišljali o tem, iz česa, natančneje, iz katerih snovi je sestavljen zrak? Največ vsebuje dušika (78 %), sledijo kisik (21 %) in inertni plini (1 %). Čeprav kisik ne predstavlja najosnovnejšega dela zraka, brez njega ozračje ne bi bilo primerno za bivanje. Zahvaljujoč njemu obstaja življenje na Zemlji, saj je dušik, tako skupaj kot posamezno, škodljiv za človeka. Poglejmo si lastnosti kisika.

Fizikalne lastnosti kisika

V zraku se kisik preprosto ne razlikuje, saj je v normalnih pogojih plin brez okusa, barve in vonja. Toda kisik je mogoče umetno prenesti v druga agregatna stanja. Tako pri -183 o C postane tekoč, pri -219 o C pa se strdi. Toda trdni in tekoči kisik lahko pridobi le človek, v naravi pa obstaja le v plinastem stanju. izgleda tako (fotografija). In trd kot led.

Fizikalne lastnosti kisika so tudi zgradba molekule preproste snovi. Atomi kisika tvorijo dve taki snovi: kisik (O 2) in ozon (O 3). Spodaj je prikazan model molekule kisika.

kisik. Kemijske lastnosti

Prva stvar, s katero se začne kemična značilnost elementa, je njegov položaj v periodnem sistemu D. I. Mendelejeva. Torej je kisik v 2. obdobju 6. skupine glavne podskupine pod številko 8. Njegova atomska masa je 16 amu, je nekovina.

AT anorganska kemija njegove binarne spojine z drugimi elementi so bile združene v ločeno - okside. Kisik lahko tvori kemične spojine s kovinami in nekovinami.

Pogovorimo se o pridobivanju v laboratorijih.

Kisik se lahko proizvaja kemično z razgradnjo kalijevega permanganata, vodikovega peroksida, bertholletove soli, aktivnih kovinskih nitratov in oksidov težkih kovin. Razmislite o reakcijskih enačbah za vsako od teh metod.

1. Elektroliza vode:

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

5. Razgradnja oksidov težkih kovin (npr. živosrebrov oksid):

2HgO \u003d 2Hg + O 2

6. Razgradnja nitratov aktivnih kovin (na primer natrijev nitrat):

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

Uporaba kisika

Končali smo s kemijskimi lastnostmi. Zdaj je čas, da govorimo o uporabi kisika v človeškem življenju. Potreben je za zgorevanje goriva v električnih in termoelektrarnah. Uporablja se za proizvodnjo jekla iz litega železa in odpadnih kovin, za varjenje in rezanje kovin. Kisik je potreben za gasilske maske, potapljaške jeklenke, uporablja se v črni in barvni metalurgiji ter celo pri izdelavi razstreliva. Tudi v prehrambeni industriji je kisik znan kot aditiv za živila E948. Zdi se, da ni panoge, kjer se ne bi uporabljal, vendar ima najpomembnejšo vlogo v medicini. Tam ga imenujejo "medicinski kisik". Da je kisik uporaben, ga predhodno stisnemo. Fizikalne lastnosti kisika prispevajo k temu, da ga je mogoče stisniti. V tej obliki je shranjen v valjih, podobnih tem.

Uporablja se pri oživljanju in operacijah v opremi za vzdrževanje življenjskih procesov v telesu bolnega bolnika, pa tudi pri zdravljenju nekaterih bolezni: dekompresija, patologije prebavil. Z njeno pomočjo zdravniki vsak dan rešijo veliko življenj. Kemični in fizične lastnosti kisik prispeva k dejstvu, da se uporablja tako široko.

OPREDELITEV

kisik- osmi element Periodni sistem. Nanaša se na nekovine. Nahaja se v drugi periodi VI skupine A podskupine.

Zaporedna številka je 8. Naboj jedra je +8. Atomska teža - 15.999 amu V naravi se pojavljajo trije izotopi kisika: 16 O, 17 O in 18 O, od katerih je 16 O najpogostejši (99,762%).

Elektronska struktura atoma kisika

Atom kisika ima dve lupini, kot vsi elementi, ki se nahajajo v drugem obdobju. Številka skupine -VI (halkogeni) - označuje, da je v zunanjem elektronskem nivoju atoma dušika 6 valenčnih elektronov. Ima visoko oksidacijsko sposobnost (višja je le fluor).

riž. 1. Shematski prikaz zgradbe atoma kisika.

Elektronska konfiguracija osnovnega stanja je zapisana na naslednji način:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Kisik je element p-družine. Energijski diagram za valenčne elektrone v nevzbujenem stanju je naslednji:

Kisik ima 2 para elektronov v paru in dva nesparjena elektrona. V vseh svojih spojinah ima kisik valenco II.

riž. 2. Prostorska slika zgradbe atoma kisika.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Oblike kisikaperoksidi z oksidacijskim stanjem -1.
- Na primer, perokside dobimo s sežiganjem alkalijskih kovin v kisiku:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

- Nekateri oksidi absorbirajo kisik:
2BaO + O 2 → 2BaO 2

- Po načelih zgorevanja, ki sta jih razvila A. N. Bach in K. O. Engler, poteka oksidacija v dveh stopnjah s tvorbo vmesne peroksidne spojine. To vmesno spojino lahko izoliramo, na primer, ko se plamen gorečega vodika ohladi z ledom, skupaj z vodo nastane vodikov peroksid:
H 2 + O 2 → H 2 O 2

Superoksidi imajo oksidacijsko stanje −1/2, to je en elektron na dva atoma kisika (O 2 - ion). Pridobljeno z interakcijo peroksidov s kisikom pri povišani pritiski in temperatura:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Ozonidi vsebujejo ion O 3 - z oksidacijskim stanjem -1/3. Pridobljeno z delovanjem ozona na hidrokside alkalijskih kovin:
KOH (tv.) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

In je dioksigenil O 2 + ima oksidacijsko stopnjo +1/2. Dobite po reakciji:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Kisikovi fluoridi
kisikov difluorid, OF 2 oksidacijsko stanje +2, dobimo s prehajanjem fluora skozi raztopino alkalije:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

Kisikov monofluorid (Dioksidifluorid), O 2 F 2 , nestabilen, oksidacijsko stanje +1. Pridobljeno iz mešanice fluora in kisika v žarilni razelektritvi pri temperaturi -196 ° C.

S prehodom žarečega praznjenja skozi mešanico fluora s kisikom pri določenem tlaku in temperaturi dobimo mešanice višjih kisikovih fluoridov O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 in O 6 F 2.
Kisik podpira procese dihanja, gorenja in razpadanja. V svoji prosti obliki element obstaja v dveh alotropskih modifikacijah: O 2 in O 3 (ozon).

Uporaba kisika

Široka industrijska uporaba kisika se je začela sredi 20. stoletja, po izumu turboekspanderjev – naprav za utekočinjenje in ločevanje tekočega zraka.

V metalurgiji

Konverterska metoda proizvodnje jekla je povezana z uporabo kisika.

Varjenje in rezanje kovin

Kisik v jeklenkah se pogosto uporablja za plamensko rezanje in varjenje kovin.

Raketno gorivo

Tekoči kisik, vodikov peroksid, dušikova kislina in druge s kisikom bogate spojine se uporabljajo kot oksidacijsko sredstvo za raketno gorivo. Mešanica tekočega kisika in tekočega ozona je eden najmočnejših oksidantov raketnega goriva (specifični impulz mešanice vodik-ozon presega specifični impulz za par vodik-fluor in vodik-kisik-fluorid).

V medicini

Kisik se uporablja za obogatitev dihalnih plinskih mešanic pri odpovedi dihanja, za zdravljenje astme, v obliki kisikovih koktajlov, kisikovih blazin ipd.

V prehrambeni industriji

V prehrambeni industriji je kisik registriran kot aditiv za živila E948, kot pogonsko gorivo in embalažni plin.

Biološka vloga kisika

Živa bitja dihajo kisik v zraku. Kisik se pogosto uporablja v medicini. Pri boleznih srca in ožilja se za izboljšanje presnovnih procesov v želodec vbrizga kisikova pena (»kisikov koktajl«). Subkutano dajanje kisika se uporablja za trofične razjede, elefantiazo, gangreno in druge hude bolezni. Za dezinfekcijo zraka ter dezodoracijo in čiščenje pitna voda uporabite umetno obogatitev z ozonom. Radioaktivni izotop kisika 15 O se uporablja za preučevanje hitrosti krvnega pretoka, pljučne ventilacije.

Strupeni kisikovi derivati

Nekateri derivati ​​kisika (tako imenovane reaktivne kisikove vrste), kot so singletni kisik, vodikov peroksid, superoksid, ozon in hidroksilni radikal, so zelo strupeni produkti. Nastanejo v procesu aktivacije ali delne redukcije kisika. Superoksid (superoksidni radikal), vodikov peroksid in hidroksilni radikal lahko nastajajo v celicah in tkivih človeškega in živalskega telesa ter povzročajo oksidativni stres.

Izotopi kisika

Kisik ima tri stabilne izotope: 16 O, 17 O in 18 O, katerih povprečna vsebnost je 99,759 %, 0,037 % in 0,204 % celotnega števila atomov kisika na Zemlji. Močna prevlada najlažjega med njimi, 16 O, v mešanici izotopov je posledica dejstva, da je jedro atoma 16 O sestavljeno iz 8 protonov in 8 nevtronov. In takšna jedra, kot izhaja iz teorije strukture atomskega jedra, imajo posebno stabilnost.

Obstajajo radioaktivni izotopi 11 O, 13 O, 14 O (razpolovna doba 74 s), 15 O (T 1/2 = 2,1 min), 19 O (T 1/2 = 29,4 s), 20 O (kontroverzni razpolovni podatki o življenjski dobi od 10 minut do 150 let).

Dodatne informacije

Kisikove spojine
Tekoči kisik
Ozon

kisik, kisik, O(8)
Odkritje kisika (Oxygen, francosko Oxygene, nemško Sauerstoff) je pomenilo začetek modernega obdobja v razvoju kemije. Že od antičnih časov je znano, da je za zgorevanje potreben zrak, vendar je dolga stoletja proces zgorevanja ostal nerazumljiv. Šele v XVII stoletju. Mayow in Boyle sta neodvisno drug od drugega izrazila idejo, da zrak vsebuje nekaj snovi, ki podpirajo gorenje, vendar ta povsem racionalna hipoteza takrat ni bila razvita, saj je koncept gorenja kot procesa povezovanja gorečega telesa z določeno Zdelo se je, da je sestavni del zraka v nasprotju s tako očitnim dejanjem, kot je dejstvo, da med zgorevanjem poteka razgradnja gorečega telesa na osnovne sestavine. Na tej podlagi je na prelomu XVII. nastala je teorija flogistona, ki sta jo ustvarila Becher in Stahl. Z nastopom kemijsko-analitskega obdobja v razvoju kemije (druga polovica 18. stoletja) in nastankom »pnevmatske kemije« – ene glavnih vej kemijsko-analitskega področja – sta zgorevanje, pa tudi dihanje. , je znova pritegnila pozornost raziskovalcev. Odkritje različnih plinov in ugotovitev njihove pomembne vloge v kemijskih procesih je bila ena glavnih spodbud za Lavoisierove sistematične študije procesov zgorevanja. Kisik so odkrili v zgodnjih 70. letih 18. stoletja.

Prvo poročilo o tem odkritju je podal Priestley na sestanku angleške kraljeve družbe leta 1775. Priestley je s segrevanjem rdečega živosrebrovega oksida z velikim gorečim kozarcem dobil plin, v katerem je sveča gorela močneje kot v navadnem zraku, in utripala je tleča bakla. Priestley je določil nekatere lastnosti novega plina in ga poimenoval daflogistični zrak. Vendar pa je dve leti prej tudi Priestley (1772) Scheele dobil kisik z razgradnjo živosrebrovega oksida in drugimi metodami. Scheele je ta plin imenoval ognjeni zrak (Feuerluft). Scheele je o svojem odkritju lahko poročal šele leta 1777.

Leta 1775 je Lavoisier pariški akademiji znanosti poročal, da mu je uspelo pridobiti »najčistejši del zraka, ki nas obdaja« in opisal lastnosti tega dela zraka. Sprva je Lavoisier ta "zrak" imenoval empirična, vitalna (Air empireal, Air vital) osnova vitalnega zraka (Base de l "air vital). Skoraj sočasno odkritje kisika s strani več znanstvenikov v različne države povzročil spore glede prednosti. Priestley se je posebej vztrajno priznaval kot odkritelj. V bistvu se ti spori še niso končali. Podrobna študija lastnosti kisika in njegove vloge v procesih zgorevanja in nastajanja oksidov je pripeljala Lavoisiera do napačnega zaključka, da je ta plin kislotvorni princip. Leta 1779 je Lavoisier v skladu s tem sklepom uvedel novo ime za kisik - kislotvorni princip (principe acidifiant ou principe oxygine). Besedo oksigin, ki se pojavlja v tem zapletenem imenu, je Lavoisier izpeljal iz grške kisline in "proizvajam".