Kisik kot kemični element je vključen v sestavo. Kisik, njegove splošne značilnosti

kisik – kemični element, o katerih lastnostih bomo razpravljali v naslednjih nekaj odstavkih. Obrnemo se na periodni sistem kemičnih elementov D.I. Mendelejev. Element kisik se nahaja v obdobju 2, skupini VI, glavni podskupini.

Prav tako navaja, da je relativna atomska masa kisika 16.

Po zaporedni številki kisika v periodnem sistemu lahko enostavno določite število elektronov, ki jih vsebuje njegov atom, naboj jedra atoma kisika in število protonov.

Valenca kisika v večini spojin je II. Atom kisika lahko pridobi dva elektrona in postane ion: O0 + 2ē = O−2.

Omeniti velja, da je kisik najpogostejši element na našem planetu. Kisik je del vode. Morske in sladke vode so sestavljene iz 89 % kisika po masi. Kisik se nahaja v številnih mineralih in kamninah. Masni delež kisika v zemeljski skorji je približno 47%. Zrak vsebuje približno 23 % kisika glede na maso.

Fizikalne lastnosti kisika

Pri interakciji dveh atomov kisika nastane stabilna molekula enostavne snovi kisik O2. Ta preprosta snov, tako kot element, se imenuje kisik. Ne zamenjujte kisika kot elementa in kisika kot preproste snovi!

Glede na fizikalne lastnosti kisika– plin brez barve, vonja in okusa. Praktično netopen v vodi (pri sobni temperaturi in normalni zračni tlak Topnost kisika je približno 8 mg na liter vode).

Kisik je topen v vodi – 31 ml kisika (0,004 mas. %) se raztopi v 1 litru vode pri temperaturi 20°C. Vendar ta količina zadostuje za dihanje rib, ki živijo v rezervoarjih. Kisik je nekoliko težji od zraka: 1 liter zraka pri temperaturi 0°C in normalnem tlaku tehta 1,29 g, 1 liter kisika pa 1,43 g.

Kisik ima pri močnem ohlajanju zanimive lastnosti. Torej pri temperaturi –183°С kisik kondenzira v prozorno, gibljivo, bledo modro tekočino.

Če tekoči kisik še dodatno ohladimo, potem pri temperaturi –218°С kisik "zmrzne" v modre kristale. Če se temperatura postopoma poveča, potem –218°С, trdni kisik se bo začel topiti in ko –183°С- bo zavrelo. Posledično so vrelišče in kondenzacijska točka ter zmrzišče in tališče za snovi enaki.

Za shranjevanje in transport tekočega kisika se uporabljajo tako imenovane dewarjeve bučke.. Dewarjeve bučke se uporabljajo za shranjevanje in transport tekočin, katerih temperatura mora ostati konstantna dalj časa. Dewarjeva bučka je dobila ime po svojem izumitelju, škotskem fiziku in kemiku Jamesu Dewarju.

Najenostavnejša Dewarjeva posoda je gospodinjska termovka. Zgradba posode je precej preprosta: gre za bučko, nameščeno v veliko bučko. Zrak se črpa iz zaprtega prostora med bučkami. Zaradi odsotnosti zraka med stenami bučke se je tekočina zlila v notranjo bučko za dolgo časa ne ohlaja ali segreva.

Kisik je paramagnetna snov, to pomeni, da ga v tekočem in trdnem stanju privlači magnet

V naravi obstaja še ena preprosta snov, sestavljena iz atomov kisika. To je ozon. Kemijska formula ozon O3. Ozon je tako kot kisik v normalnih pogojih plin. Ozon nastaja v ozračju ob udaru strele. Značilen vonj po svežini po nevihti je vonj po ozonu.

Če se ozon pridobi v laboratoriju in se ga zbere znatna količina, bo ozon v visokih koncentracijah močno slab vonj. Ozon pridobivajo v laboratoriju s posebnimi napravami - ozonizatorji. Ozonizator- steklena cev, v katero se dovaja tok kisika in nastane električna razelektritev. Električna razelektritev pretvori kisik v ozon:

Za razliko od brezbarvnega kisika je ozon modri plin. Topnost ozona v vodi je približno 0,5 litra plina na 1 liter vode, kar je bistveno več kot pri kisiku. Ob upoštevanju te lastnosti se ozon uporablja za dezinfekcijo pitna voda, saj škodljivo deluje na patogene mikroorganizme.

pri nizke temperature, se ozon obnaša podobno kot kisik. Pri temperaturi –112°C kondenzira v tekočino vijolična, pri temperaturi –197°C pa kristalizira v obliki temno vijoličastih, skoraj črnih kristalov.

Tako lahko sklepamo, da lahko atomi istega kemičnega elementa tvorijo različne enostavne snovi.

Pojav obstoja kemičnega elementa v obliki več preproste snovi klical alotropija.

Enostavne snovi, ki jih tvori isti element, imenujemo alotropske modifikacije

pomeni, kisik in ozon sta alotropni modifikaciji kemijskega elementa kisika. Obstajajo dokazi, da lahko pri ultra nizkih temperaturah, v tekočem ali trdnem stanju, kisik obstaja v obliki molekul O4 in O8.

Kroženje kisika v naravi

Količina kisika v ozračju je konstantna. Posledično se porabljeni kisik nenehno polni z novim kisikom.

Najpomembnejša vira kisika v naravi sta ogljikov dioksid in voda. Kisik vstopa v ozračje predvsem kot posledica procesa fotosinteze, ki se pojavlja v rastlinah, po reakcijski shemi:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Kisik lahko nastaja tudi v zgornjih plasteh Zemljine atmosfere: zaradi izpostavljenosti sončnemu sevanju vodna para delno razpade in nastane kisik.

Kisik se porablja pri dihanju, zgorevanju goriva, oksidaciji različnih snovi v živih organizmih, oksidaciji anorganske snovi vsebovan v naravi. Velike količine kisika se porabijo v tehnoloških procesih, kot je na primer taljenje jekla.

Kroženje kisika v naravi lahko predstavimo kot diagram:

  • kisik– element skupine VI, glavna podskupina, 2. obdobje periodnega sistema D.I. Mendelejev
  • Element kisik tvori v naravi dve alotropski modifikaciji: kisik O2 in ozon O3
  • Pojav obstoja kemičnega elementa v obliki več enostavnih snovi imenujemo alotropija
  • Enostavne snovi imenujemo alotropne modifikacije
  • Kisik in ozon se razlikujeta fizične lastnosti
  • kisik– brezbarven plin, vonja, okusa, praktično netopen v vodi, pri temperaturi –183°C kondenzira v bledo modro tekočino. Pri temperaturi –218°C kristalizira v obliki modrih kristalov
  • Ozon– modri plin z ostrim neprijetnim vonjem. Dobro raztopimo v vodi. Pri temperaturi –112°С kondenzira v vijolično tekočino, kristalizira v obliki temno vijoličnih, skoraj črnih kristalov, pri temperaturi –197°С.
  • Tekoči kisik, ozon in drugi plini so shranjeni v Dewarjevi bučki

načrt:

    Zgodovina odkritja

    Izvor imena

    Biti v naravi

    potrdilo o prejemu

    Fizične lastnosti

    Kemijske lastnosti

    Aplikacija

10. Izotopi

kisik

kisik- element 16. skupine (po zastareli klasifikaciji - glavna podskupina skupine VI), drugo obdobje periodičnega sistema kemijskih elementov D. I. Mendelejeva, z atomsko številko 8. Označeno s simbolom O (lat. Oxygenium) . Kisik je kemično aktivna nekovina in je najlažji element iz skupine halkogenov. Preprosta snov kisik(CAS številka: 7782-44-7) je v normalnih pogojih plin brez barve, okusa in vonja, katerega molekula je sestavljena iz dveh atomov kisika (formula O 2), zato ga imenujemo tudi dikisik.Tekoči kisik ima lahko modre barve, trdni kristali pa so svetlo modre barve.

Obstajajo tudi druge alotropne oblike kisika, na primer ozon (številka CAS: 10028-15-6) - v normalnih pogojih modri plin s specifičnim vonjem, katerega molekula je sestavljena iz treh atomov kisika (formula O 3).

    Zgodovina odkritja

Uradno velja, da je kisik odkril angleški kemik Joseph Priestley 1. avgusta 1774 z razgradnjo živosrebrovega oksida v hermetično zaprti posodi (Priestley je na to spojino usmeril sončno svetlobo z močno lečo).

Vendar se Priestley sprva ni zavedal, da je odkril novo preprosto snov; verjel je, da je izoliral enega od sestavnih delov zraka (in ta plin poimenoval "deflogiziran zrak"). Priestley je o svojem odkritju poročal izjemnemu francoskemu kemiku Antoinu Lavoisierju. Leta 1775 je A. Lavoisier ugotovil, da je kisik sestavni del zraka, kislin in se nahaja v številnih snoveh.

Nekaj ​​let prej (leta 1771) je kisik pridobil švedski kemik Karl Scheele. Solitro je žgal z žveplovo kislino in nato razgradil nastali dušikov oksid. Scheele je ta plin poimenoval "ognjeni zrak" in svoje odkritje opisal v knjigi, ki je izšla leta 1777 (prav zato, ker je knjiga izšla pozneje, kot je Priestley objavil svoje odkritje, slednji velja za odkritelja kisika). Scheele je o svojih izkušnjah poročal tudi Lavoisierju.

Pomemben korak, ki je prispeval k odkritju kisika, je bilo delo francoskega kemika Pierra Bayena, ki je objavil dela o oksidaciji živega srebra in kasnejši razgradnji njegovega oksida.

Končno je A. Lavoisier končno ugotovil naravo nastalega plina z uporabo informacij Priestleyja in Scheeleja. Njegovo delo je imelo ogromen pomen, saj je bila po njegovi zaslugi podrta teorija o flogistonu, ki je bila takrat prevladujoča in je zavirala razvoj kemije. Lavoisier je izvedel poskuse zgorevanja različnih snovi in ​​ovrgel teorijo o flogistonu ter objavil rezultate o teži zgorelih elementov. Teža pepela je presegla prvotno težo elementa, kar je Lavoisierju dalo pravico trditi, da med zgorevanjem pride do kemične reakcije (oksidacije) snovi, zato se masa prvotne snovi poveča, kar ovrže teorijo o flogistonu. .

Tako si zasluge za odkritje kisika dejansko delijo Priestley, Scheele in Lavoisier.

    Izvor imena

Beseda kisik (imenovana v začetku XIX stoletja, celo "kislinska raztopina"), njen pojav v ruskem jeziku je do neke mere posledica M. V. Lomonosova, ki je v uporabo uvedel besedo "kislina", skupaj z drugimi neologizmi; Tako je beseda "kisik" po drugi strani sledila izrazu "kisik" (francosko oxygène), ki ga je predlagal A. Lavoisier (iz starogrške ὀξύς - "kislo" in γεννάω - "rojevati"), ki je prevedeno kot "tvorna kislina", kar je povezano z njenim prvotnim pomenom - "kislina", ki je prej pomenil snovi, imenovane oksidi po sodobni mednarodni nomenklaturi.

    Biti v naravi

Kisik je najpogostejši element na Zemlji, njegov delež (v različnih spojinah, predvsem silikatih) predstavlja približno 47,4% mase trdne zemeljske skorje. Morske in sladke vode vsebujejo ogromno vezanega kisika - 88,8% (mase), v atmosferi je vsebnost prostega kisika 20,95% prostornine in 23,12% mase. Več kot 1500 spojin v zemeljski skorji vsebuje kisik.

Kisik je del mnogih organskih snovi in ​​je prisoten v vseh živih celicah. Glede na število atomov v živih celicah je približno 25%, glede na masni delež pa približno 65%.

    potrdilo o prejemu

Trenutno se v industriji kisik pridobiva iz zraka. Glavna industrijska metoda za proizvodnjo kisika je kriogena rektifikacija. Kisikarne, ki delujejo na osnovi membranske tehnologije, so dobro poznane in se uspešno uporabljajo tudi v industriji.

Laboratoriji uporabljajo industrijsko proizveden kisik, ki se dovaja v jeklenih jeklenkah pod tlakom približno 15 MPa.

Majhne količine kisika lahko pridobimo s segrevanjem kalijevega permanganata KMnO 4:

Uporablja se tudi reakcija katalitskega razpada vodikovega peroksida H2O2 v prisotnosti manganovega (IV) oksida:

Kisik lahko pridobimo s katalitično razgradnjo kalijevega klorata (Bertholletove soli) KClO 3:

Laboratorijske metode za pridobivanje kisika vključujejo metodo elektrolize vodnih raztopin alkalij, pa tudi razgradnjo živosrebrovega(II) oksida (pri t = 100 °C):

V podmornicah se običajno pridobiva z reakcijo natrijevega peroksida in ogljikovega dioksida, ki ga izdiha človek:

    Fizične lastnosti

V svetovnih oceanih je vsebnost raztopljenega O 2 višja v hladna voda, in manj - v toplem.

V normalnih pogojih je kisik plin brez barve, okusa ali vonja.

1 liter ima maso 1,429 g. Nekoliko težji od zraka. Rahlo topen v vodi (4,9 ml/100 g pri 0 °C, 2,09 ml/100 g pri 50 °C) in alkoholu (2,78 ml/100 g pri 25 °C). Dobro se topi v staljenem srebru (22 volumnov O 2 v 1 volumnu Ag pri 961 ° C). Medatomska razdalja - 0,12074 nm. Je paramagneten.

Pri segrevanju plinastega kisika pride do njegove reverzibilne disociacije na atome: pri 2000 °C - 0,03 %, pri 2600 °C - 1 %, 4000 °C - 59 %, 6000 °C - 99,5 %.

Tekoči kisik (vrelišče −182,98 °C) je bledo modra tekočina.

O2 fazni diagram

Trden kisik (tališče −218,35°C) – modri kristali. Znanih je 6 kristalnih faz, od katerih tri obstajajo pri tlaku 1 atm:

    α-O 2 - obstaja pri temperaturah pod 23,65 K; svetlo modri kristali pripadajo monokliničnemu sistemu, parametri celice a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β = 132,53°.

    β-O 2 - obstaja v temperaturnem območju od 23,65 do 43,65 K; bledo modri kristali (pri naraščajočem pritisku barva postane rožnata) imajo romboedrično mrežo, parametri celice a=4,21 Å, α=46,25°.

    γ-O 2 - obstaja pri temperaturah od 43,65 do 54,21 K; bledo modri kristali imajo kubično simetrijo, parameter mreže a=6,83 Å.

Pri visokih tlakih nastanejo še tri faze:

    δ-O 2 temperaturno območje 20-240 K in tlak 6-8 GPa, oranžni kristali;

    tlak ε-O 4 od 10 do 96 GPa, barva kristalov od temno rdeče do črne, monoklinski sistem;

    ζ-O n tlak več kot 96 GPa, kovinsko stanje z značilnim kovinskim leskom, pri nizkih temperaturah prehaja v superprevodno stanje.

    Kemijske lastnosti

Močan oksidant, deluje s skoraj vsemi elementi in tvori okside. Oksidacijsko stanje −2. Reakcija oksidacije praviloma poteka s sproščanjem toplote in se pospešuje z naraščanjem temperature (glej zgorevanje). Primer reakcij, ki potekajo pri sobni temperaturi:

Oksidira spojine, ki vsebujejo elemente z nižjim od največjega oksidacijskega stanja:

Oksidira večino organskih spojin:

Pod določenimi pogoji je možno izvesti blago oksidacijo organske spojine:

Kisik reagira neposredno (v normalnih pogojih, s segrevanjem in/ali v prisotnosti katalizatorjev) z vsemi enostavnimi snovmi razen z Au in inertnimi plini (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcije s halogeni se pojavijo pod vplivom električne razelektritve ali ultravijoličnega sevanja. Okside zlata in težke inertne pline (Xe, Rn) smo pridobivali posredno. V vseh dvoelementnih spojinah kisika z drugimi elementi ima kisik vlogo oksidanta, razen v spojinah s fluorom

Kisik tvori perokside z oksidacijskim stanjem atoma kisika, ki je formalno enako -1.

Na primer, peroksidi nastanejo pri zgorevanju alkalijskih kovin v kisiku:

Nekateri oksidi absorbirajo kisik:

Po teoriji zgorevanja, ki sta jo 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 plamen gorečega vodika ohladimo z ledom, skupaj z vodo nastane vodikov peroksid:

V superoksidih ima kisik formalno oksidacijsko stanje -½, to je en elektron na dva atoma kisika (ion O - 2). Pridobljeno z reakcijo peroksidov s kisikom pri povišanem tlaku in temperaturi:

Kalij K, rubidij Rb in cezij Cs reagirajo s kisikom in tvorijo superokside:

V dioksigenilnem ionu O 2 + ima kisik formalno oksidacijsko stanje +½. Pridobljeno z reakcijo:

Kisikovi fluoridi

Kisik difluorid, OF 2 oksidacijsko stanje kisika +2, se pripravi s prehajanjem fluora skozi raztopino alkalije:

Kisik monofluorid (dioksidifluorid), O 2 F 2, je nestabilen, oksidacijsko stanje kisika je +1. Pridobljeno iz zmesi fluora in kisika v žarilni razelektritvi pri temperaturi –196 °C:

S prehajanjem žarilne razelektritve skozi mešanico fluora in kisika 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.

Kvantno mehanski izračuni napovedujejo stabilen obstoj trifluorohidroksonijevega iona OF 3+. Če ta ion res obstaja, bo oksidacijsko stanje kisika v njem enako +4.

Kisik podpira procese dihanja, gorenja in razpadanja.

V svoji prosti obliki element obstaja v dveh alotropskih modifikacijah: O 2 in O 3 (ozon). Kot sta leta 1899 ugotovila Pierre Curie in Marie Skłodowska-Curie, se O 2 pod vplivom ionizirajočega sevanja spremeni v O 3 .

    Aplikacija

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

INmetalurgija

Konverterska metoda proizvodnje jekla ali obdelave mat vključuje uporabo kisika. V mnogih metalurških enotah se za učinkovitejše izgorevanje goriva namesto zraka v gorilnikih uporablja mešanica kisika in zraka.

Varjenje in rezanje kovin

Kisik v modrih 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 oksidanti za raketno gorivo. Mešanica tekočega kisika in tekočega ozona je eden najmočnejših oksidantov raketnega goriva (specifični impulz mešanice vodik-ozon presega specifični impulz parov vodik-fluor in vodik-kisik-fluorid).

INzdravilo

Medicinski kisik je shranjen v visokotlačnih kovinskih plinskih jeklenkah (za stisnjene ali utekočinjene pline) modre barve različnih prostornin od 1,2 do 10,0 litrov pod pritiskom do 15 MPa (150 atm) in se uporablja za obogatitev dihalnih plinskih mešanic v anestezijski opremi. , pri motnjah dihanja, za lajšanje napada bronhialne astme, za odpravo hipoksije katerega koli izvora, za dekompresijsko bolezen, za zdravljenje patologij prebavil v obliki kisikovih koktajlov. Za individualno uporabo se iz jeklenk z medicinskim kisikom polnijo posebne gumirane posode - kisikove blazine. Inhalatorji kisika različnih modelov in modifikacij se uporabljajo za hkratno dovajanje kisika ali mešanice kisika in zraka enemu ali dvema poškodovancema na terenu ali v bolnišničnem okolju. Prednost kisikovega inhalatorja je prisotnost kondenzatorja-vlažilca mešanice plinov, ki uporablja vlago izdihanega zraka. Za izračun količine preostalega kisika v jeklenki v litrih se tlak v jeklenki v atmosferah (glede na manometer reduktorja) običajno pomnoži s prostornino jeklenke v litrih. Na primer, v jeklenki s prostornino 2 litra manometer kaže tlak kisika 100 atm. Prostornina kisika je v tem primeru 100 × 2 = 200 litrov.

INPrehrambena industrija

V prehrambeni industriji je kisik registriran kot aditiv za živila E948, kot pogonski in pakirni plin.

INkemična industrija

IN kemična industrija kisik se uporablja kot oksidant v številnih sintezah, na primer oksidacija ogljikovodikov v spojine, ki vsebujejo kisik (alkohole, aldehide, kisline), amoniaka v dušikove okside pri proizvodnji dušikove kisline. Zaradi visokih temperatur, ki se razvijejo med oksidacijo, se slednja pogosto izvaja v načinu zgorevanja.

INkmetijstvo

V rastlinjakih, za pripravo kisikovih koktajlov, za pridobivanje teže živali, za obogatitev vodnega okolja s kisikom v ribogojstvu.

    Biološka vloga kisika

Zasilna oskrba s kisikom v zaklonišču

Večina živih bitij (aerobov) diha kisik iz zraka. 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. Umetna obogatitev z ozonom se uporablja za dezinfekcijo in dezodoracijo zraka ter čiščenje pitne vode. Radioaktivni kisikov izotop 15 O se uporablja za preučevanje hitrosti krvnega pretoka in pljučne ventilacije.

    Strupeni kisikovi derivati

Nekateri derivati ​​kisika (tako imenovane reaktivne kisikove spojine), kot so singletni kisik, vodikov peroksid, superoksid, ozon in hidroksilni radikal, so zelo strupeni. Nastanejo med procesom aktivacije ali delne redukcije kisika. Superoksid (superoksidni radikal), vodikov peroksid in hidroksilni radikal lahko nastajajo v celicah in tkivih ljudi in živali ter povzročajo oksidativni stres.

    Izotopi

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 (dvojno čarobno jedro z napolnjenimi nevtronskimi in protonskimi lupinami). In takšna jedra so, kot izhaja iz teorije strukture atomskega jedra, še posebej stabilna.

Poznani so tudi radioaktivni izotopi kisika z masnimi števili od 12 O do 24 O. Vsi radioaktivni izotopi kisika imajo kratko razpolovno dobo, najdlje živi med njimi je 15 O z razpolovno dobo ~120 s. Najkrajše živi izotop 12 O ima razpolovno dobo 5,8·10−22 s.

Kisik je v drugem obdobju VI. glavne skupine zastarele kratke različice periodni sistem. Po novih standardih oštevilčenja je to 16. skupina. Ustrezno odločitev je leta 1988 sprejel IUPAC. Formula kisika kot enostavne snovi je O 2. Razmislimo o njegovih glavnih lastnostih, vlogi v naravi in ​​gospodarstvu. Začnimo z značilnostmi celotne skupine periodni sistem, ki ga vodi kisik. Element se razlikuje od sorodnih halkogenov, voda pa se razlikuje od vodikovega selena in telurja. Pojasnilo vsem značilne značilnosti lahko najdemo le s spoznavanjem zgradbe in lastnosti atoma.

Halkogeni - kisiku sorodni elementi

Atomi s podobnimi lastnostmi tvorijo eno skupino v periodnem sistemu. Kisik vodi družino halkogena, vendar se od njih razlikuje po številnih lastnostih.

Atomska masa kisika, prednika skupine, je 16 a. npr. Halkogeni, ko tvorijo spojine z vodikom in kovinami, kažejo svoje običajno oksidacijsko stanje: -2. Na primer, v sestavi vode (H 2 O) je oksidacijsko število kisika -2.

Sestava tipičnih vodikovih spojin halkogenov ustreza splošni formuli: H 2 R. Ko se te snovi raztopijo, nastanejo kisline. Samo vodikova spojina kisika – voda – ima posebne lastnosti. Znanstveniki so ugotovili, da je ta nenavadna snov hkrati zelo šibka kislina in zelo šibka baza.

Žveplo, selen in telur imajo tipična pozitivna oksidacijska stanja (+4, +6) v kombinaciji s kisikom in drugimi visoko elektronegativnimi (EO) nekovinami. Sestavo halkogenovih oksidov odražajo splošne formule: RO 2, RO 3. Ustrezne kisline imajo sestavo: H 2 RO 3, H 2 RO 4.

Elementi ustrezajo preprostim snovem: kisik, žveplo, selen, telur in polonij. Prvi trije predstavniki izkazujejo nekovinske lastnosti. Formula kisika je O2. Alotropna modifikacija istega elementa je ozon (O 3). Obe modifikaciji sta plina. Žveplo in selen sta trdni nekovini. Telur je metaloidna snov, prevodnik električnega toka, polonij je kovina.

Kisik je najpogostejši element

Že vemo, da obstaja še ena različica obstoja istega kemičnega elementa v obliki preproste snovi. To je ozon, plin, ki tvori plast na nadmorski višini približno 30 km od zemeljskega površja, pogosto imenovano ozonski zaslon. Vezani kisik je vključen v molekule vode, v sestavo številnih kamnin in mineralov ter organskih spojin.

Zgradba atoma kisika

Mendelejev periodni sistem vsebuje popolne informacije o kisiku:

  1. Serijska številka elementa je 8.
  2. Polnjenje jedra - +8.
  3. Skupno število elektronov je 8.
  4. Elektronska formula kisika je 1s 2 2s 2 2p 4.

V naravi obstajajo trije stabilni izotopi, ki imajo enako zaporedno številko v periodnem sistemu, enako sestavo protonov in elektronov, vendar drugačna številka nevtroni. Izotopi so označeni z istim simbolom - O. Za primerjavo je tukaj diagram, ki prikazuje sestavo treh izotopov kisika:

Lastnosti kisika - kemični element

Na podravni 2p atoma sta dva nesparjena elektrona, kar pojasnjuje pojav oksidacijskih stanj -2 in +2. Dveh seznanjenih elektronov ni mogoče ločiti, da bi se oksidacijsko stanje povečalo na +4, kot pri žveplu in drugih halkogenih. Razlog je pomanjkanje brezplačne podravni. Zato v spojinah kemijski element kisik ne izkazuje valence in oksidacijskega stanja, ki je enako številu skupine v kratki različici periodnega sistema (6). Njegovo običajno oksidacijsko število je -2.

Le v spojinah s fluorom ima kisik neznačilno pozitivno oksidacijsko stanje +2. Vrednost EO dveh močnih nekovin je različna: EO (O) = 3,5; EO (F) = 4. Kot bolj elektronegativen kemijski element fluor močneje zadržuje svoje elektrone in privlači valenčne delce k atomom kisika. Zato je pri reakciji s fluorom kisik redukcijsko sredstvo in oddaja elektrone.

Kisik je enostavna snov

Med poskusi leta 1774 je angleški raziskovalec D. Priestley izoliral plin med razgradnjo živosrebrovega oksida. Dve leti prej je isto snov v čisti obliki pridobil K. Scheele. Le nekaj let pozneje je francoski kemik A. Lavoisier ugotovil, kakšen plin je del zraka, in proučil njegove lastnosti. Kemična formula kisika je O2. Odražajmo v sestavi snovi elektrone, ki sodelujejo pri tvorbi nepolarne kovalentne vezi - O :: O. Zamenjajmo vsak vezni elektronski par z eno črto: O=O. Ta formula za kisik jasno kaže, da so atomi v molekuli povezani med dvema skupnima parama elektronov.

Izvedimo preproste izračune in ugotovimo, kakšna je relativna molekulska masa kisika: Mr(O 2) = Ar(O) x 2 = 16 x 2 = 32. Za primerjavo: Mr(zrak) = 29. Kemijska formula kisika se razlikuje iz enega atoma kisika. To pomeni Mr(O 3) = Ar(O) x 3 = 48. Ozon je 1,5-krat težji od kisika.

Fizične lastnosti

Kisik je plin brez barve, okusa in vonja (pri običajni temperaturi in tlaku, enakem atmosferskemu tlaku). Snov je nekoliko težja od zraka; se raztopi v vodi, vendar v majhnih količinah. Tališče kisika je negativna vrednost in znaša -218,3 °C. Točka, pri kateri se tekoči kisik spremeni nazaj v plinasti kisik, je njegovo vrelišče. Za molekule O 2 doseže vrednost te fizikalne količine -182,96 °C. V tekočem in trdnem stanju dobi kisik svetlo modro barvo.

Pridobivanje kisika v laboratoriju

Pri segrevanju snovi, ki vsebujejo kisik, kot je kalijev permanganat, se sprosti brezbarven plin, ki ga lahko zberemo v bučko ali epruveti. Če prižgan drobec vnesete v čisti kisik, gori močneje kot v zraku. Dve drugi laboratorijski metodi za pridobivanje kisika sta razgradnja vodikovega peroksida in kalijevega klorata (Bertholletova sol). Oglejmo si diagram naprave, ki se uporablja za termično razgradnjo.

V epruveto ali bučko z okroglim dnom nasujemo malo bertholletove soli in jo zapremo z zamaškom s cevko za izpust plina. Njegov nasprotni konec mora biti usmerjen (pod vodo) v bučko, obrnjeno na glavo. Vrat je treba spustiti v širok kozarec ali kristalizator, napolnjen z vodo. Pri segrevanju epruvete z Bertoletovo soljo se sprosti kisik. Skozi izhodno cev za plin vstopi v bučko in iz nje izpodriva vodo. Ko je bučka napolnjena s plinom, jo ​​pod vodo zapremo z zamaškom in obrnemo. Kisik, pridobljen v tem laboratorijskem poskusu, se lahko uporabi za preučevanje kemijskih lastnosti preproste snovi.

zgorevanje

Če laboratorij zažge snovi v kisiku, morate poznati in upoštevati pravila požarne varnosti. Vodik v zraku takoj zgori, pomešan s kisikom v razmerju 2:1 pa je eksploziven. Zgorevanje snovi v čistem kisiku poteka veliko bolj intenzivno kot v zraku. Ta pojav je razložen s sestavo zraka. Kisik v ozračju predstavlja nekaj več kot 1/5 deleža (21%). Gorenje je reakcija snovi s kisikom, pri kateri nastanejo različni produkti, predvsem oksidi kovin in nekovin. Mešanice O2 z vnetljivimi snovmi so nevarne za požar, poleg tega pa so lahko nastale spojine strupene.

Gorenje navadne sveče (ali vžigalice) spremlja nastajanje ogljikovega dioksida. Naslednji poskus lahko izvedete doma. Če zažgete snov pod steklenim kozarcem ali velikim kozarcem, se bo gorenje ustavilo takoj, ko bo porabljen ves kisik. Dušik ne podpira dihanja ali gorenja. Ogljikov dioksid, produkt oksidacije, ne reagira več s kisikom. Transparent omogoča zaznavanje prisotnosti po tem, ko sveča zgori. Če produkte zgorevanja spustimo skozi kalcijev hidroksid, raztopina postane motna. Med apneno vodo in ogljikovim dioksidom pride do kemične reakcije, da nastane netopen kalcijev karbonat.

Proizvodnja kisika v industrijskem obsegu

Najcenejši postopek, ki proizvaja molekule O 2 brez zraka, ne vključuje kemičnih reakcij. V industriji, recimo, v metalurških obratih, zrak pri nizkih temperaturah in visok krvni pritisk utekočiniti. Najpomembnejše sestavine ozračja, kot sta dušik in kisik, vrejo pri različnih temperaturah. Zračna mešanica se loči s postopnim segrevanjem na normalno temperaturo. Najprej se sprostijo molekule dušika, nato molekule kisika. Metoda ločevanja temelji na različnih fizikalnih lastnostih enostavnih snovi. Formula enostavne snovi kisik je enaka, kot je bila pred ohlajanjem in utekočinjenjem zraka - O 2.

Zaradi nekaterih reakcij elektrolize se sprošča tudi kisik, ki se zbira nad ustrezno elektrodo. Industrijska in gradbena podjetja potrebujejo plin v velikih količinah. Potrebe po kisiku nenehno naraščajo, še posebej pa ga potrebuje kemična industrija. Nastali plin se za industrijske in medicinske namene hrani v označenih jeklenih jeklenkah. Posode s kisikom so pobarvane modro ali modro, da se razlikujejo od drugih utekočinjenih plinov - dušika, metana, amoniaka.

Kemijski izračuni z uporabo formule in enačb reakcij, ki vključujejo molekule O 2

Številčna vrednost molske mase kisika sovpada z drugo vrednostjo - relativno molekulsko maso. Samo v prvem primeru so prisotne merske enote. Na kratko je treba formulo kisikove snovi in ​​njeno molsko maso zapisati takole: M(O 2) = 32 g/mol. V normalnih pogojih mol katerega koli plina ustreza prostornini 22,4 litra. To pomeni, da je 1 mol O 2 22,4 litra snovi, 2 mol O 2 pa 44,8 litra. Glede na reakcijsko enačbo med kisikom in vodikom lahko vidite, da 2 mola vodika in 1 mol kisika medsebojno delujeta:

Če je v reakciji vključen 1 mol vodika, bo volumen kisika 0,5 mol. 22,4 l/mol = 11,2 l.

Vloga molekul O 2 v naravi in ​​življenju človeka

Kisik porabljajo živi organizmi na Zemlji in je vključen v kroženje snovi že več kot 3 milijarde let. To je glavna snov za dihanje in presnovo, z njeno pomočjo pride do razgradnje molekul hranila, se sintetizira energija, potrebna za organizme. Kisik se na Zemlji nenehno porablja, vendar se njegove zaloge polnijo s fotosintezo. Ruski znanstvenik K. Timirjazev je menil, da zahvaljujoč temu procesu na našem planetu še vedno obstaja življenje.

Vloga kisika v naravi in ​​kmetijstvu je velika:

  • med dihanjem absorbirajo živi organizmi;
  • sodeluje pri reakcijah fotosinteze v rastlinah;
  • del organskih molekul;
  • procesi gnitja, fermentacije in rjavenja potekajo s sodelovanjem kisika, ki deluje kot oksidant;
  • uporabljajo za pridobivanje dragocenih produktov organske sinteze.

Utekočinjeni kisik v jeklenkah se uporablja za rezanje in varjenje kovin pri visoke temperature. Ti procesi se izvajajo v strojnih obratih, transportnih in gradbenih podjetjih. Za delo pod vodo, pod zemljo, na visoki nadmorski višini v brezzračnem prostoru ljudje potrebujemo tudi molekule O 2 . uporablja se v medicini za obogatitev sestave zraka, ki ga vdihavajo bolni ljudje. Plin za medicinske namene se od tehničnega razlikuje po skoraj popolni odsotnosti tujih nečistoč in vonja.

Kisik je idealen oksidant

Kisikove spojine poznamo pri vseh kemičnih elementih periodnega sistema, razen pri prvih predstavnikih družine žlahtnih plinov. Številne snovi reagirajo neposredno z atomi O, razen halogenov, zlata in platine. Zelo pomembni so pojavi s kisikom, ki jih spremljata sproščanje svetlobe in toplote. Takšni postopki se pogosto uporabljajo v vsakdanjem življenju in industriji. V metalurgiji se interakcija rud s kisikom imenuje praženje. Predhodno zdrobljena ruda se zmeša z zrakom, obogatenim s kisikom. Pri visokih temperaturah se kovine reducirajo iz sulfidov v enostavne snovi. Tako pridobivajo železo in nekatere barvne kovine. Prisotnost čistega kisika poveča hitrost tehnološki procesi v različnih vejah kemije, tehnologije in metalurgije.

Pojav poceni metode pridobivanja kisika iz zraka z ločevanjem na komponente pri nizkih temperaturah je spodbudil razvoj številnih področij industrijske proizvodnje. Kemiki menijo, da so molekule O2 in atomi O idealni oksidanti. To so naravni materiali, ki se v naravi nenehno obnavljajo, ne onesnažujejo okolju. Poleg tega kemične reakcije s sodelovanjem kisika najpogosteje povzročijo sintezo drugega naravnega in varnega produkta - vode. Vloga O 2 pri nevtralizaciji strupenih industrijskih odpadkov in čiščenju vode pred onesnaževalci je velika. Poleg kisika se za dezinfekcijo uporablja njegova alotropna modifikacija ozon. Ta preprosta snov ima visoko oksidacijsko aktivnost. Ko je voda ozonirana, se onesnaževala razgradijo. Ozon ima tudi škodljiv učinek na patogeno mikrofloro.

Uvod

Vsak dan vdihnemo zrak, ki ga potrebujemo. Ste kdaj pomislili, iz česa oziroma iz katerih snovi je sestavljen zrak? Največ vsebuje dušika (78 %), sledijo kisik (21 %) in inertni plini (1 %). Čeprav kisik ni najosnovnejši del zraka, brez njega ozračje ne bi bilo primerno za bivanje. Zahvaljujoč njemu obstaja življenje na Zemlji, saj je dušik, tako skupaj kot ločeno, uničujoč za človeka. Poglejmo si lastnosti kisika.

Fizikalne lastnosti kisika

Kisika v zraku preprosto ne morete razlikovati, saj je v normalnih pogojih plin brez okusa, barve ali vonja. Toda kisik je mogoče umetno pretvoriti v druga agregatna stanja. Tako pri -183 o C postane tekoč, pri -219 o C pa se strdi. Toda samo človek lahko pridobiva kisik v trdnem in tekočem stanju, v naravi pa obstaja le v plinastem stanju. izgleda tako (fotografija). In trda je videti 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 model molekule kisika.

kisik. Kemijske lastnosti

Prva stvar, s katero se začne kemijska karakterizacija 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.

V anorganski kemiji so njene binarne spojine z drugimi elementi združili v ločeno - okside. Kisik lahko tvori kemične spojine s kovinami in nekovinami.

Pogovorimo se o pridobivanju v laboratorijih.

Kemično lahko kisik pridobimo z razgradnjo kalijevega permanganata, vodikovega peroksida, bertolitne soli, nitratov aktivnih kovin in oksidov težkih kovin. Oglejmo si reakcijske enačbe pri uporabi vsake od teh metod.

1. Elektroliza vode:

H 2 O 2 = H 2 O + O 2

5. Razgradnja oksidov težkih kovin (na primer živosrebrovega oksida):

2HgO = 2Hg + O2

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

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

Uporaba kisika

Z kemijske lastnosti končali smo. Zdaj je čas, da govorimo o uporabi kisika v človeškem življenju. Potreben je za kurjenje goriva v električnih in termoelektrarnah. Uporablja se za pridobivanje jekla iz litega železa in odpadnih kovin, za varjenje in rezanje kovin. Kisik je potreben za gasilske maske, za potapljaške jeklenke, uporabljajo ga v črni in barvni metalurgiji ter celo pri izdelavi razstreliva. Kisik je v prehrambeni industriji znan tudi kot prehransko dopolnilo E948. Zdi se, da ni panoge, kjer se ne bi uporabljal, vendar je njegova najpomembnejša vloga v medicini. Tam ga imenujejo "medicinski kisik". Da je kisik primeren za uporabo, ga predhodno stisnemo. Fizikalne lastnosti kisika pomenijo, da ga je mogoče stisniti. V tej obliki je shranjen v valjih, podobnih tem.

Uporablja se v intenzivni negi in med operacijami v opremi za vzdrževanje vitalnih procesov v telesu bolnega bolnika, pa tudi pri zdravljenju nekaterih bolezni: dekompresija, patologije prebavil. Z njeno pomočjo zdravniki vsak dan rešijo veliko življenj. Kemične in fizikalne lastnosti kisika prispevajo k njegovi široki uporabi.

KISIK (latinsko Oxygenium), O, kemijski element skupine VI kratke oblike (skupina 16 dolga oblika) periodični sistem, se nanaša na halkogene; atomsko število 8, atomska masa 15,9994. Naravni kisik je sestavljen iz treh izotopov: 16 O (99,757 %), 17 O (0,038 %) in 18 O (0,205 %). Prevlada najlažjih izotopov 16 O v zmesi je posledica dejstva, da je jedro atoma 16 O sestavljeno iz 8 protonov in 8 nevtronov. Enako število protonov in nevtronov določa njihovo visoko vezavno energijo v jedru in največjo stabilnost jeder 16 O v primerjavi z drugimi. Umetno so pridobljeni radioizotopi z masnimi števili 12-26.

Zgodovinska referenca. Kisik sta leta 1774 neodvisno pridobila K. Scheele (s kalciniranjem kalijevih nitratov KNO 3 in natrijevega NaNO 3, manganovega dioksida MnO 2 in drugih snovi) in J. Priestley (s segrevanjem svinčevega tetroksida Pb 3 O 4 in živosrebrovega oksida HgO). Kasneje, ko je bilo ugotovljeno, da je kisik del kislin, je A. Lavoisier predlagal ime oxygène (iz grščine όχύς - kislo in γεννάω - rodim, torej rusko ime"kisik").

Razširjenost v naravi. Kisik je najpogostejši kemični element na Zemlji: vsebnost kemično vezanega kisika v hidrosferi je 85,82% (večinoma v obliki vode), v zemeljski skorji - 49% mase. Znanih je več kot 1400 mineralov, ki vsebujejo kisik. Med njimi prevladujejo minerali, ki ga tvorijo soli kisline, ki vsebujejo kisik (najpomembnejši razredi so naravni karbonati, naravni silikati, naravni sulfati, naravni fosfati) in kamnine na njihovi osnovi (na primer apnenec, marmor), pa tudi različni naravni oksidi, naravni hidroksidi in skale(na primer bazalt). Molekularni kisik predstavlja 20,95 % prostornine (23,10 % mase) zemeljske atmosfere. Atmosferski kisik je biološkega izvora in nastaja v zelenih rastlinah, ki vsebujejo klorofil, iz vode in ogljikovega dioksida med fotosintezo. Količina kisika, ki ga sprostijo rastline, kompenzira količino kisika, ki ga porabijo v procesih razpadanja, gorenja in dihanja.

Kisik, biogeni element, je del najpomembnejših razredov naravnih organskih spojin (beljakovine, maščobe, nukleinske kisline, ogljikovi hidrati itd.) in v sestavi anorganskih spojin skeleta.

Lastnosti. Zgradba zunanje elektronske lupine atoma kisika 2s 2 2p 4; v spojinah izkazuje oksidacijska stanja -2, -1, redko +1, +2; Paulingova elektronegativnost 3,44 (najbolj elektronegativen element za fluorom); atomski polmer 60 pm; polmer iona O2 je 121 pm (koordinacijsko število 2). V plinastem, tekočem in trdnem stanju kisik obstaja v obliki dvoatomnih molekul O 2 . Molekule O 2 so paramagnetne. Obstaja tudi alotropna modifikacija kisika - ozon, sestavljen iz triatomskih molekul O 3.

V osnovnem stanju ima atom kisika sodo število valenčnih elektronov, od katerih sta dva nesparjena. Zato je kisik, ki nima nizkoenergetskega praznega d-opbitala, v večini kemičnih spojin dvovalenten. Glede na naravo kemijske vezi in vrsto kristalne strukture spojine je lahko koordinacijsko število kisika različno: O (atomski kisik), 1 (na primer O 2, CO 2), 2 (npr. H 2 O, H 2 O 2), 3 (na primer H 3 O +), 4 (na primer Be in Zn oksoacetati), 6 (na primer MgO, CdO), 8 (na primer Na 2 O , Cs 2 O). Zaradi majhnega polmera atoma lahko kisik tvori močne π-vezi z drugimi atomi, na primer z atomi kisika (O 2, O 3), ogljika, dušika, žvepla in fosforja. Zato je za kisik ena dvojna vez (494 kJ/mol) energijsko ugodnejša od dveh enojnih vezi (146 kJ/mol).

Paramagnetizem molekul O 2 je razložen s prisotnostjo dveh neparnih elektronov z vzporednimi spini v dvojno degeneriranih protiveznih π* orbitalah. Ker vezne orbitale molekule vsebujejo štiri elektrone več kot antivezne orbitale, je vrstni red vezi v O2 2, kar pomeni, da je vez med atomi kisika dvojna. Če se med fotokemičnim ali kemičnim učinkom pojavita dva elektrona z nasprotnimi spini v eni orbitali π*, nastane prvo vzbujeno stanje, ki se nahaja v energiji 92 kJ/mol nad osnovnim. Če pri vzbujanju kisikovega atoma dva elektrona zavzameta dve različni π* orbitali in imata nasprotna spina, nastane drugo vzbujeno stanje, katerega energija je za 155 kJ/mol višja od osnovnega stanja. Vzbujanje spremlja povečanje medatomskih O-O razdalje: od 120,74 pm v osnovnem stanju do 121,55 pm za prvo in do 122,77 pm za drugo vzbujeno stanje, kar posledično vodi do oslabitve O-O komunikacije in do povečane kemijske aktivnosti kisika. Obe vzbujeni stanji molekule O2 igrata pomembno vlogo pri oksidacijskih reakcijah v plinski fazi.

Kisik je plin brez barve, vonja in okusa; t taljenja -218,3 °C, t vrelišča -182,9 °C, gostota plinastega kisika 1428,97 kg/dm 3 (pri 0 °C in normalen pritisk). Tekoči kisik je bledo modra tekočina, trdni kisik je modra kristalna snov. Pri 0 °C je toplotna prevodnost 24,65-10 -3 W/(mK), molska toplotna kapaciteta pri konstantnem tlaku 29,27 J/(mol K), dielektrična konstanta plinastega kisika 1,000547, tekočega kisika 1,491. Kisik je slabo topen v vodi (3,1 % kisika glede na prostornino pri 20 °C), dobro topen v nekaterih organofluorovih topilih, kot je perfluorodekalin (4500 % kisika glede na prostornino pri 0 °C). Precejšnje količine kisika raztopijo žlahtne kovine: srebro, zlato in platina. Topnost plina v staljenem srebru (2200% prostornine pri 962 °C) se močno zmanjša z nižanjem temperature, zato pri ohlajanju na zraku talina srebra "vre" in brizga zaradi intenzivnega sproščanja raztopljenega kisika.

Kisik je zelo reaktiven, močan oksidant: reagira z večino preprostih snovi v normalnih pogojih, predvsem s tvorbo ustreznih oksidov (številne reakcije, ki potekajo počasi pri sobni in nižjih temperaturah, spremlja eksplozija in sproščanje velike količina toplote pri segrevanju). Kisik v normalnih pogojih reagira z vodikom (nastane voda H 2 O; mešanice kisika z vodikom so eksplozivne - glej Eksplozivni plin), pri segrevanju - z žveplom (žveplov dioksid SO 2 in žveplov trioksid SO 3), ogljikom (ogljikov oksid CO , ogljikov dioksid CO 2), fosfor (fosforjevi oksidi), številne kovine (kovinski oksidi), še posebej enostavno z alkalijskimi in zemeljskoalkalijskimi kovinami (predvsem kovinski peroksidi in superoksidi, na primer barijev peroksid BaO 2, kalijev superoksid KO 2). Kisik reagira z dušikom pri temperaturah nad 1200 °C ali ko je izpostavljen električni razelektritvi (tvori se dušikov monoksid NO). Kisikove spojine s ksenonom, kriptonom, halogeni, zlatom in platino pridobivamo posredno. Kisik ne tvori kemičnih spojin s helijem, neonom in argonom. Tekoči kisik je tudi močan oksidant: vata, namočena vanj, ob vžigu takoj zagori, nekateri hlapljivi organska snov so sposobni samovžiga, ko so na razdalji nekaj metrov od odprte posode s tekočim kisikom.

Kisik tvori tri ionske oblike, od katerih vsaka določa lastnosti ločenega razreda kemičnih spojin: O 2 - superoksidi (formalno oksidacijsko stanje atoma kisika -0,5), O 2 - peroksidne spojine (oksidacijsko stanje atoma kisika -1 , na primer vodikov peroksid H 2 O 2), O 2- - oksidi (oksidacijsko stanje atoma kisika -2). Kisik kaže pozitivna oksidacijska stanja +1 in +2 v fluoridih O 2 F 2 oziroma OF 2. Kisikovi fluoridi so nestabilni, so močni oksidanti in fluorirni reagenti.

Molekularni kisik je šibek ligand in se veže na nekatere komplekse Fe, Co, Mn, Cu. Med tovrstnimi kompleksi je najpomembnejši železov porfirin, ki je del hemoglobina, beljakovine, ki prenaša kisik v telesu toplokrvnih živali.

Biološka vloga. Kisik, tako v prosti obliki kot v sestavi različnih snovi (na primer encimov oksidaz in oksidoreduktaz), sodeluje pri vseh oksidativnih procesih, ki se pojavljajo v živih organizmih. Posledično izstopa veliko število energije, porabljene v procesu življenja.

potrdilo o prejemu. V industrijskem obsegu se kisik proizvaja z utekočinjanjem in frakcijsko destilacijo zraka (glej članek Ločevanje zraka), pa tudi z elektrolizo vode. V laboratorijskih pogojih se kisik pridobiva z razgradnjo s segrevanjem vodikovega peroksida (2P 2 O 2 = 2H 2 O + O 2), kovinskih oksidov (na primer živosrebrov oksid: 2HgO = 2Hg + O 2), soli kisika, ki vsebujejo oksidacijo kisline (npr. kalijev klorat : 2KlO 3 = 2KCl + 3O 2, kalijev permanganat: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2), z elektrolizo vodne raztopine NaOH. Plinasti kisik se shranjuje in transportira v jeklenih jeklenkah, pobarvanih modro, pri tlaku 15 in 42 MPa, tekoči kisik - v kovinskih posodah Dewar ali v posebnih rezervoarjih.

Aplikacija. Tehnični kisik se uporablja kot oksidant v metalurgiji (glej na primer Kisikov pretvornik), pri plinsko-plamenski obdelavi kovin (glej na primer Kisikovo rezanje), v kemični industriji pri proizvodnji umetnih tekočih goriv. , mazalna olja, dušikova in žveplova kislina, metanol, amoniak in gnojila iz amonijaka, kovinski peroksidi itd. Čisti kisik se uporablja v napravah za dihanje kisika na vesoljskih ladjah, podmornicah, pri plezanju na visoke nadmorske višine, podvodnem delu, v medicinske namene v medicini ( glej članek Terapija s kisikom). Tekoči kisik se uporablja kot oksidant za raketna goriva med razstreljevanjem. Predlagano je, da se vodne emulzije raztopin kisikovega plina v nekaterih organofluorovih topilih uporabljajo kot umetni nadomestki krvi (na primer perftoran).

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

Povezane publikacije