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

Kisik – kemični element, katere lastnosti bodo obravnavane v naslednjih nekaj odstavkih. Obrnimo se na periodični 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 serijski številki kisika v periodnem sistemu lahko zlahka določimo število elektronov, ki jih vsebuje atom, jedrski naboj atoma kisika, število protonov.

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

Omeniti velja, da je kisik najpogostejši element na našem planetu. Kisik je del vode. Morske in sladke vode vsebujejo 89 % kisika po masi. Kisik najdemo v številnih mineralih in kamninah. Masni delež kisika v zemeljski skorji je približno 47%. Zrak vsebuje približno 23 masnih % kisika.

Fizikalne lastnosti kisika

Pri medsebojnem delovanju dveh kisikovih atomov nastane stabilna molekula preproste kisikove snovi O2. Ta preprosta snov, tako kot element, se imenuje kisik. Ne zamenjujte kisika kot elementa in kisika kot preprosto snov!

Fizikalne lastnosti kisika Je brezbarven plin brez vonja in okusa. Praktično netopen v vodi (pri sobni temperaturi in normalnem atmosferskem tlaku je topnost kisika približno 8 mg na liter vode).

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

Kisik ima zanimive lastnosti, ko je močno ohlajen. Torej pri temperaturi -183°C kisik kondenzira v bistro gibljivo tekočino bledo modre barve.

Če se tekoči kisik še bolj ohladi, potem pri temperaturi -218°C kisik "zmrzne" v obliki modrih kristalov. Če se temperatura postopoma dvigne, potem -218°С, se bo trden kisik začel topiti in kdaj -183°C- zavrite. Zato sta vrelišče in kondenzacija, pa tudi zmrzišče in tališče snovi enaki.

Dewarjeve posode se uporabljajo za shranjevanje in transport tekočega kisika.. Dewarjeve posode se uporabljajo za shranjevanje in transport tekočin, katerih temperatura mora ostati dalj časa konstantna. Dewarjeva posoda nosi ime svojega izumitelja, škotskega fizika in kemika Jamesa Dewarja.

Najenostavnejša Dewarjeva posoda je gospodinjska termos. Naprava posode je precej preprosta: to je bučka, nameščena v veliko bučko. Zrak se evakuira iz zaprtega prostora med bučkami. Zaradi odsotnosti zraka med stenami bučk se je tekočina vlila v notranjo bučko dolgo časa se ne ohladi ali segreje.

Kisik je paramagnetna snov, torej v tekočem in trdnem stanju ga privlači magnet.

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

Če ozon pridobimo v laboratoriju in ga zberemo v veliki količini, bo imel ozon v visokih koncentracijah oster neprijeten vonj. Ozon se pridobiva v laboratoriju v posebnih napravah - ozonatorji. Ozonator- steklena cev, v katero se dovaja tok kisika in nastane električni razelektritev. Električna razelektritev spremeni 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 veliko več kot pri kisiku. Glede na to lastnost se ozon uporablja za dezinfekcijo pitna voda, saj škodljivo vpliva na patogene mikroorganizme.

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

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

Fenomen obstoja kemičnega elementa v obliki več preproste snovi poklical alotropija.

Enostavne snovi, ki jih tvori isti element, se imenujejo alotropne modifikacije

pomeni, kisik in ozon sta alotropna modifikacija kemičnega elementa kisik. Obstajajo dokazi, da lahko pri ultra nizkih temperaturah, v tekočem ali trdnem stanju, obstaja kisik v obliki molekul O4 in O8.

Kroženje kisika v naravi

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

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

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Kisik lahko nastane tudi v zgornjih plasteh Zemljine atmosfere: zaradi izpostavljenosti sončnemu sevanju se vodna para delno razgradi s tvorbo kisika.

Kisik se porablja med dihanjem, zgorevanjem goriva, oksidacijo različnih snovi v živih organizmih, oksidacijo anorganske snovi vsebovana v naravi. Velika količina kisika se porabi v tehnoloških procesih, kot je na primer taljenje jekla.

Cikel kisika v naravi lahko predstavimo kot diagram:

  • Kisik- element skupine VI, glavna podskupina, 2 obdobji periodnega sistema D.I. Mendelejev
  • Element kisik tvori v naravi dve alotropni modifikacije: kisik O2 in ozon O3
  • Pojav obstoja kemičnega elementa v obliki več preprostih snovi se imenuje alotropija.
  • Enostavne snovi imenujemo alotropne modifikacije
  • Kisik in ozon se razlikujeta fizične lastnosti
  • Kisik- brezbarven plin, brez vonja, okusa, praktično netopen v vodi, pri temperaturi -183 ° C kondenzira v bledo modro tekočino. Pri -218°C kristalizira v obliki modrih kristalov
  • ozon- modri plin z ostrim slab vonj. Dobro raztopimo v vodi. Pri -112°C kondenzira v vijolično tekočino, kristalizira kot temno vijolični, skoraj črni kristali, pri -197°C
  • Tekoči kisik, ozon in drugi plini so shranjeni v Dewarovih bučkah

Načrt:

    Zgodovina odkritij

    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 periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva, z atomsko številko 8. Označen je s simbolom O (lat. . Kisik). Kisik je reaktivna nekovina in je najlažji element skupine halkogena. preprosta snov kisik(CAS številka: 7782-44-7) v normalnih pogojih - plin brez barve, okusa in vonja, katerega molekula je sestavljena iz dveh atomov kisika (formula O 2), zato se imenuje tudi diokisik. Tekoči kisik ima svetlo modra, trdna snov pa so svetlo modri kristali.

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

    Zgodovina odkritij

Uradno velja, da je kisik odkril angleški kemik Joseph Priestley 1. avgusta 1774 z razgradnjo živosrebrovega oksida v hermetično zaprti posodi (Priestley je sončne žarke na to spojino usmeril s pomočjo močne leče).

Vendar se Priestley sprva ni zavedal, da je odkril novo preprosto snov, verjel je, da je izoliral enega od sestavnih delov zraka (in je ta plin poimenoval "dephlogisticated air"). 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 ga najdemo v številnih snoveh.

Nekaj ​​let prej (leta 1771) je švedski kemik Carl Scheele dobil kisik. Šalitro je žgal z žveplovo kislino in nato razkrojil nastali dušikov oksid. Scheele je ta plin poimenoval "ognjeni zrak" in svoje odkritje opisal v knjigi, objavljeni leta 1777 (prav zato, ker je knjiga izšla pozneje, kot je Priestley napovedal svoje odkritje, slednji velja za odkritelja kisika). Scheele je svojo izkušnjo poročal tudi Lavoisierju.

Pomembna faza, ki je prispevala k odkritju kisika, je bilo delo francoskega kemika Pierra Bayena, ki je objavil delo o oksidaciji živega srebra in kasnejši razgradnji njegovega oksida.

Končno je A. Lavoisier končno ugotovil naravo nastalega plina z uporabo informacij Priestleyja in Scheela. Njegovo delo je bilo velikega pomena, saj je bila zahvaljujoč temu podrta teorija flogistona, ki je takrat prevladovala in je ovirala razvoj kemije. Lavoisier je izvedel poskus zgorevanja različnih snovi in ​​ovrgel teorijo flogistona z objavo rezultatov o teži zgorelih elementov. Teža pepela je presegla začetno težo elementa, kar je Lavoisierju dalo pravico trditi, da med zgorevanjem pride do kemične reakcije (oksidacije) snovi, v zvezi s tem pa se poveča masa prvotne snovi, kar ovrže teorija flogistona.

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

    Izvor imena

Beseda kisik (imenovana v začetek XIX stoletja še vedno "kislost"), je njegov pojav v ruskem jeziku do neke mere posledica M. V. Lomonosova, ki je skupaj z drugimi neologizmi uvedel besedo "kislina"; tako je bila beseda "kisik" sled izraza "kisik" (francosko oxygène), ki ga je predlagal A. Lavoisier (iz drugih grških ὀξύς - "kisel" in γεννάω - "rodim"), kar v prevodu pomeni "ustvarjanje kisline", kar je povezano z njenim prvotnim pomenom - "kislina", kar je prej pomenilo snovi, imenovane oksidi po sodobni mednarodni nomenklaturi.

    Biti v naravi

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

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

    Potrdilo o prejemu

Trenutno se v industriji kisik pridobiva iz zraka. Glavna industrijska metoda za pridobivanje kisika je kriogena destilacija. Poznane so in se v industriji uspešno uporabljajo tudi kisikove naprave, ki temeljijo na membranski tehnologiji.

V laboratorijih se uporablja industrijski kisik, ki se dobavlja v jeklenih jeklenkah pod tlakom okoli 15 MPa.

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

Uporablja se tudi reakcija katalitične razgradnje vodikovega peroksida H 2 O 2 v prisotnosti manganovega (IV) oksida:

Kisik lahko pridobimo s katalitično razgradnjo kalijevega klorata (bertoletova sol) KClO 3:

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

Na podmornicah ga običajno dobimo z reakcijo natrijevega peroksida in ogljikovega dioksida, ki ga izdihne oseba:

    Fizične lastnosti

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

V normalnih pogojih je kisik brezbarven plin brez okusa in vonja.

1 liter ima maso 1,429 g. Je 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 raztopi v staljenem srebru (22 volumnov O 2 v 1 volumnu Ag pri 961 ° C). Medatomska razdalja - 0,12074 nm. Je paramagnetno.

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.

O 2 fazni diagram

Trden kisik (tališče −218,35°C) - modri kristali. Znanih je šest kristaliničnih 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, celični parametri 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 (z naraščajočim pritiskom se barva spremeni v rožnato) imajo romboedrično mrežo, celični parametri 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, obdobje 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;

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

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

    Kemijske lastnosti

Močan oksidant, deluje s skoraj vsemi elementi in tvori okside. Oksidacijsko stanje je −2. Praviloma oksidacijska reakcija poteka s sproščanjem toplote in se pospešuje z naraščanjem temperature (glej Zgorevanje). Primer reakcij, ki se odvijajo pri sobni temperaturi:

Oksidirajo spojine, ki vsebujejo elemente z nemaksimalnim oksidacijskim stanjem:

Oksidira večino organskih spojin:

Pod določenimi pogoji je mogoče izvesti blago oksidacijo organske spojine:

Kisik reagira neposredno (v normalnih pogojih, pri segrevanju 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 električnega 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 oksidacijskega sredstva, razen spojin s fluorom

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

Na primer, perokside dobimo s sežiganjem 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 se plamen gorečega vodika ohladi z ledom, skupaj z vodo nastane vodikov peroksid:

V superoksidih ima kisik formalno oksidacijsko stanje −½, to je en elektron na dva kisikova atoma (ion O − 2). Pridobljeno z interakcijo 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. Pridobite po reakciji:

Kiskovi fluoridi

Kisik difluorid, OF 2 kisikovo oksidacijsko stanje +2, dobimo s prehajanjem fluora skozi alkalno raztopino:

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

S prehodom sijalke skozi mešanico fluora s kisikom pri določenem tlaku in temperaturi dobimo zmesi 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 OF 3 + trifluorohidroksonijevega iona. Če ta ion res obstaja, bo oksidacijsko stanje kisika v njem +4.

Kisik podpira procese dihanja, zgorevanja in razpadanja.

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

    Aplikacija

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

ATmetalurgija

Konverterski način proizvodnje jekla ali obdelave mat je povezan z uporabo kisika. V mnogih metalurških enotah se za učinkovitejše zgorevanje goriva v gorilnikih namesto zraka 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 spojine, bogate s kisikom, se uporabljajo kot oksidacijsko sredstvo za raketno gorivo. Mešanica tekočega kisika in tekočega ozona je eden najmočnejših oksidantov raketnega goriva (specifični impulz zmesi vodik-ozon presega specifični impulz za par vodik-fluor in vodik-kisik fluorid).

ATzdravilo

Medicinski kisik se hrani v modrih visokotlačnih kovinskih plinskih jeklenkah (za stisnjene ali utekočinjene pline) različnih kapacitet od 1,2 do 10,0 litra pod tlakom do 15 MPa (150 atm) in se uporablja za obogatitev dihalnih plinskih mešanic v anestezijski opremi, z odpoved dihanja, za lajšanje napada bronhialne astme, odpravo hipoksije katerega koli izvora, z dekompresijsko boleznijo, za zdravljenje patologije prebavil v obliki kisikovih koktajlov. Za individualno uporabo je medicinski kisik iz jeklenk napolnjen s posebnimi gumiranimi posodami - kisikovimi blazinami. Za hkratno oskrbo s kisikom ali mešanico kisika in zraka enemu ali dvema žrtvam na terenu ali v bolnišnici se uporabljajo kisikovi inhalatorji različnih modelov in modifikacij. Prednost inhalatorja kisika je prisotnost kondenzatorja-vlažilca plinske mešanice, ki uporablja vlago izdihanega zraka. Za izračun količine kisika, ki ostane 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 v tem primeru je 100 × 2 = 200 litrov.

ATPrehrambena industrija

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

ATkemična industrija

AT kemična industrija kisik se uporablja kot oksidant v številnih sintezah, na primer pri oksidaciji ogljikovodikov v spojine, ki vsebujejo kisik (alkoholi, aldehidi, kisline), amoniaka v dušikove okside pri proizvodnji dušikove kisline. Zaradi visokih temperatur, ki nastanejo med oksidacijo, se slednje pogosto izvajajo v načinu zgorevanja.

ATkmetijstvo

V rastlinjakih, za proizvodnjo kisikovih koktajlov, za pridobivanje telesne teže pri živalih, za obogatitev vodnega okolja s kisikom v ribogojstvu.

    Biološka vloga kisika

Zasilna oskrba s kisikom v bombnem zavetišču

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 vnese kisikova pena ("kisikov koktajl"). Subkutano dajanje kisika se uporablja za trofične razjede, elefantiazo, gangreno in druge resne bolezni. Umetna obogatitev z ozonom se uporablja za razkuževanje in dezodoriranje zraka ter čiščenje pitne vode. Radioaktivni izotop kisika 15 O se uporablja za preučevanje hitrosti pretoka krvi, pljučne ventilacije.

    Strupeni kisikovi derivati

Nekateri kisikovi derivati ​​(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 se lahko tvorijo v celicah in tkivih človeškega in živalskega telesa 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 od njih, 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, kot izhaja iz teorije strukture atomskega jedra, imajo posebno stabilnost.

Poznani so tudi radioaktivni kisikovi izotopi z masnim številom od 12 O do 24 O. Vsi radioaktivni kisikovi izotopi imajo kratko razpolovno dobo, najdaljši 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-te glavne skupine zastarele kratke različice periodni sistem. Po novih standardih številčenja je to 16. skupina. Ustrezno odločitev je IUPAC sprejel leta 1988. Formula za kisik kot preprosto snov je O 2 . Upoštevajte njegove glavne lastnosti, vlogo v naravi in ​​gospodarstvu. Začnimo z značilnostmi celotne skupine periodični sistem vodi kisik. Element se razlikuje od sorodnih halkogenov, voda pa se razlikuje od vodika, selena in telurja. Razlaga za vse posebnosti najdemo le s spoznavanjem strukture in lastnosti atoma.

Halkogeni so elementi, ki so povezani s kisikom.

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 amu. m. Kalkogeni pri tvorbi spojin 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. Posebne lastnosti ima le vodikova spojina kisika – voda. Po mnenju znanstvenikov je ta nenavadna snov hkrati zelo šibka kislina in zelo šibka baza.

Žveplo, selen in telur imajo tipična pozitivna oksidacijska stanja (+4, +6) v spojinah s kisikom in drugimi nekovinami z visoko elektronegativnostjo (EO). Sestava halkogenskih oksidov odraža 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 kažejo nekovinske lastnosti. Formula kisika je O2. Alotropna modifikacija istega elementa je ozon (O 3). Obe modifikaciji sta plini. 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 vrsta obstoja istega kemičnega elementa v obliki preproste snovi. To je ozon, plin, ki tvori plast na višini približno 30 km od zemeljske površine, pogosto imenovano ozonska plast. Vezan kisik je vključen v molekule vode, v sestavo številnih kamnin in mineralov, organskih spojin.

Struktura atoma kisika

Periodični sistem Mendelejeva vsebuje popolne informacije o kisiku:

  1. Zaporedna 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 serijsko številko v periodnem sistemu, identično sestavo protonov in elektronov, vendar drugačna številka nevtroni. Izotopi so označeni z istim simbolom - O. Za primerjavo predstavljamo diagram, ki odraža sestavo treh kisikovih izotopov:

Lastnosti kisika - kemični element

Na 2p podnivoju atoma sta dva neparna elektrona, kar pojasnjuje pojav oksidacijskih stanj -2 in +2. Dveh seznanjenih elektronov ni mogoče ločiti, da bi povečali oksidacijsko stanje na +4, kot pri žveplovi in ​​drugih halkogeni. Razlog je odsotnost proste podravni. Zato v spojinah kemijski element kisik ne kaže valence in oksidacijskega stanja, enakega številki skupine v kratki različici periodnega sistema (6). Njegovo običajno oksidacijsko število je -2.

Samo v spojinah s fluorom ima kisik pozitivno oksidacijsko stanje +2, ki je zanj neznačilno. Vrednost EO dveh močnih nekovin je različna: EO(O) = 3,5; EO (F) = 4. Fluor kot bolj elektronegativen kemični element močneje zadrži svoje elektrone in privlači valenčne delce k atomom kisika. Zato je kisik v reakciji s fluorom redukcijsko sredstvo, daruje elektrone.

Kisik je preprosta snov

Angleški raziskovalec D. Priestley je leta 1774 med poskusi sproščal plin med razgradnjo živosrebrovega oksida. Dve leti prej je K. Scheele dobil isto snov v čisti obliki. Le nekaj let pozneje je francoski kemik A. Lavoisier ugotovil, kakšen plin je del zraka, preučil lastnosti. Kemična formula kisika je O 2 . V zapisu o sestavi snovi odsevamo elektrone, ki sodelujejo pri tvorbi nepolarne kovalentne vezi - O::O. Vsak vezni elektronski par zamenjajmo z eno vrstico: O=O. Ta kisikova formula jasno kaže, da so atomi v molekuli povezani med dvema skupnima paroma elektronov.

Izvedemo 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. Kemikalija formula kisika se razlikuje od atoma kisika. To pomeni, da je Mr (O 3) \u003d Ar (O) x 3 \u003d 48. Ozon je 1,5-krat težji od kisika.

Fizične lastnosti

Kisik je plin brez barve, okusa in vonja (pri normalni temperaturi in atmosferskem tlaku). Snov je nekoliko težja od zraka; topen v vodi, vendar v majhnih količinah. Tališče kisika je negativno in je -218,3 °C. Točka, na kateri se tekoči kisik spremeni nazaj v plinasti kisik, je njegovo vrelišče. Za molekule O 2 vrednost te fizikalne količine doseže -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 epruveto. Če prižgano baklo vnesete v čisti kisik, gori močneje kot v zraku. Drugi dve laboratorijski metodi za pridobivanje kisika sta razgradnja vodikovega peroksida in kalijevega klorata (bertoletna sol). Razmislite o shemi naprave, ki se uporablja za toplotno razgradnjo.

V epruveto ali bučko z okroglim dnom nalijemo malo bertoletne soli, zapremo z zamaškom s cevko za odvod plina. Njegov nasprotni konec naj bo usmerjen (pod vodo) v bučko, obrnjeno na glavo. Vrat je treba spustiti v širok kozarec ali kristalizator, napolnjen z vodo. Ko se epruveta z Bertholletovo soljo segreje, se sprosti kisik. Skozi odvodno cev za plin vstopi v bučko in iz nje izpodriva vodo. Ko je bučka napolnjena s plinom, jo ​​zapremo pod vodo z zamaškom in obrnemo. Kisik, pridobljen v tem laboratorijskem poskusu, se lahko uporabi za preučevanje kemijskih lastnosti preproste snovi.

Zgorevanje

Če v laboratoriju sežigajo snovi v kisiku, morate poznati in upoštevati požarna pravila. Vodik takoj zgori na zraku, pomešan s kisikom v razmerju 2:1 pa je eksploziven. Zgorevanje snovi v čistem kisiku je veliko intenzivnejše kot v zraku. Ta pojav je razložen s sestavo zraka. Kisik v atmosferi je nekaj več kot 1/5 dela (21%). Zgorevanje je reakcija snovi s kisikom, zaradi katere nastanejo različni produkti, predvsem oksidi kovin in nekovin. Mešanice O 2 z gorljivimi snovmi so vnetljive, poleg tega pa so nastale spojine lahko strupene.

Gorenje navadne sveče (ali vžigalice) spremlja tvorba ogljikovega dioksida. Naslednjo izkušnjo lahko naredite doma. Če snov zažgete pod steklenim kozarcem ali velikim kozarcem, se bo izgorevanje ustavilo, takoj ko bo porabljen ves kisik. Dušik ne podpira dihanja in izgorevanja. Ogljikov dioksid, produkt oksidacije, ne reagira več s kisikom. Transparent vam omogoča zaznavanje prisotnosti po gorenju sveče. Če produkte zgorevanja prehajamo skozi kalcijev hidroksid, postane raztopina motna. Med apneno vodo in ogljikovim dioksidom poteka kemična reakcija, ki povzroči netopen kalcijev karbonat.

Proizvodnja kisika v industrijskem obsegu

Najcenejši postopek, ki ima za posledico molekule O 2 brez zraka, ne vključuje kemičnih reakcij. V industriji, recimo, v metalurških obratih, zrak pri nizki temperaturi in visok pritisk utekočiniti. Najpomembnejše komponente ozračja, kot sta dušik in kisik, vrejo pri različnih temperaturah. Zmes zraka ločite med postopnim segrevanjem na normalno temperaturo. Najprej se sprostijo molekule dušika, nato kisik. Metoda ločevanja temelji na različnih fizikalnih lastnostih enostavnih snovi. Formula preproste snovi kisika je enaka, kot je bila pred hlajenjem in utekočinjanjem zraka - O 2.

Kot posledica nekaterih reakcij elektrolize se sprošča tudi kisik, ki se zbira preko ustrezne elektrode. Plin potrebujejo industrijska in gradbena podjetja v velikih količinah. Potrebe po kisiku nenehno naraščajo, zlasti v kemični industriji. Nastali plin se skladišči za industrijske in medicinske namene v jeklenih jeklenkah, opremljenih z oznakami. Rezervoarji s kisikom so pobarvani modro ali modro, da se razlikujejo od drugih utekočinjenih plinov - dušika, metana, amoniaka.

Kemijski izračuni po formuli in enačbah reakcij, ki vključujejo molekule O 2

Številčna vrednost molske mase kisika sovpada z drugo vrednostjo - relativno molekulsko maso. Samo v prvem primeru obstajajo merske enote. Na kratko, formulo za snov kisika in njeno molsko maso je treba zapisati na naslednji način: 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. Po reakcijski enačbi med kisikom in vodikom je razvidno, da medsebojno delujeta 2 mola vodika in 1 mol kisika:

Če je v reakciji vključen 1 mol vodika, bo volumen kisika 0,5 mol. 22,4 l / mol \u003d 11,2 l.

Vloga molekul O 2 v naravi in ​​človekovem življenju

Kisik porabijo 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. Na Zemlji se kisik nenehno porablja, vendar se njegove zaloge obnavljajo s fotosintezo. Ruski znanstvenik K. Timiryazev je verjel, da zahvaljujoč temu procesu na našem planetu še vedno obstaja življenje.

Vloga kisika v naravi in ​​gospodarstvu je velika:

  • absorbirajo živi organizmi v procesu dihanja;
  • sodeluje pri reakcijah fotosinteze v rastlinah;
  • je del organskih molekul;
  • procesi razpadanja, fermentacije, rjavenja potekajo s sodelovanjem kisika, ki deluje kot oksidant;
  • uporablja za pridobivanje dragocenih produktov organske sinteze.

Utekočinjen kisik v jeklenkah se uporablja za rezanje in varjenje kovin visoke temperature. Ti procesi se izvajajo v strojegradnih obratih, v transportnih in gradbenih podjetjih. Za opravljanje dela pod vodo, pod zemljo, na visoki nadmorski višini v vakuumu ljudje potrebujejo tudi molekule O 2. se v medicini uporabljajo za obogatitev sestave zraka, ki ga vdihujejo bolni ljudje. Plin za medicinske namene se od tehničnega razlikuje po skoraj popolni odsotnosti nečistoč in vonja.

Kisik je idealno oksidacijsko sredstvo

Kisikove spojine poznamo z vsemi kemičnimi elementi periodnega sistema, razen s prvimi predstavniki družine žlahtnih plinov. Mnoge snovi neposredno reagirajo 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 zdrobljeno rudo pomešamo z zrakom, obogatenim s kisikom. Pri visokih temperaturah se kovine reducirajo iz sulfidov v enostavne snovi. Tako se pridobiva železo in nekatere neželezne kovine. Prisotnost čistega kisika poveča hitrost tehnoloških procesov 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 O 2 in atomi O idealni oksidanti. To so naravni materiali, v naravi se nenehno obnavljajo, ne onesnažujejo okolje. poleg tega kemične reakcije s sodelovanjem kisika se najpogosteje konča s sintezo drugega naravnega in varnega izdelka - vode. Vloga O 2 pri nevtralizaciji strupenih industrijskih odpadkov, čiščenju vode pred onesnaženjem je velika. Poleg kisika se za razkuževanje uporablja njegova alotropna modifikacija, ozon. Ta preprosta snov ima visoko oksidacijsko aktivnost. Ko je voda ozonizirana, se onesnaževala razgradijo. Ozon ima tudi škodljiv učinek na patogeno mikrofloro.

Uvod

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

Fizikalne lastnosti kisika

V zraku kisika preprosto ni mogoče razlikovati, saj je v normalnih pogojih plin brez okusa, barve in vonja. Toda kisik se lahko umetno prenese v druga agregatna stanja. Torej, pri -183 o C postane tekoč, pri -219 o C pa se strdi. Toda trden in tekoči kisik lahko pridobi samo človek, v naravi pa obstaja le v plinastem stanju. izgleda takole (fotografija). In trda kot led.

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

Kisik. Kemijske lastnosti

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

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

Pogovorimo se o pridobivanju v laboratorijih.

Kisik se lahko kemično proizvaja z razgradnjo kalijevega permanganata, vodikovega peroksida, bertoletne soli, nitratov aktivnih kovin 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 natrijevega nitrata):

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Uporaba kisika

Z kemične lastnosti končali smo. 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 odpadne kovine, za varjenje in rezanje kovin. Kisik je potreben za gasilske maske, potapljaške jeklenke, uporablja se v črni in barvni metalurgiji ter celo pri izdelavi eksploziva. Tudi v živilski industriji je kisik znan kot prehransko dopolnilo E948. Zdi se, da ni industrije, kjer se ne uporablja, ima pa v medicini najpomembnejšo vlogo. Tam ga imenujejo "medicinski kisik". Da bi bil kisik uporaben, je predhodno stisnjen. Fizikalne lastnosti kisika prispevajo k dejstvu, da ga je mogoče stisniti. V tej obliki je shranjena v jeklenkah, 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 njegovo pomočjo zdravniki vsak dan rešujejo številna življenja. Kemične in fizikalne lastnosti kisika prispevajo k njegovi široki uporabi.

KISIK (latinsko Oxygenium), O, kratka oblika kemični element skupine VI (skupina 16 dolga oblika) periodnega sistema, 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 mešanici je posledica dejstva, da je jedro atoma 16 O sestavljeno iz 8 protonov in 8 nevtronov. enako število protonov in nevtronov določa visoko energijo njihove vezave v jedru in največjo stabilnost jeder 16 O v primerjavi z ostalimi. Radioizotopi z masnimi števili 12-26 so umetno pridobljeni.

Sklic na zgodovino. Kisik sta leta 1774 samostojno pridobila K. Scheele (s žganjem 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, zato rusko ime"kisik").

razširjenost v naravi. Kisik je najpogostejši kemični element na Zemlji: vsebnost kemično vezanega kisika v hidrosferi je 85,82% (predvsem v obliki vode), v zemeljski skorji - 49% teže. Znanih je več kot 1400 mineralov, ki vsebujejo kisik. Med njimi prevladujejo minerali. 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, porabljenega v procesih razpadanja, zgorevanja in dihanja.

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

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

V osnovnem stanju ima atom kisika sodo število valenčnih elektronov, od katerih sta dva neparna. Zato je kisik, ki nima nizkoenergijskega praznega d-opbitala, dvovalenten v večini kemičnih spojin. Glede na naravo kemične vezi in vrsto kristalne strukture spojine je lahko koordinacijska številka kisika različna: O (atomski kisik), 1 (na primer O 2, CO 2), 2 (npr. H 2 O, H 2 O 2), 3 (npr. H 3 O +), 4 (npr. Be in Zn oksoacetati), 6 (npr. MgO, CdO), 8 (npr. 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), ogljikom, dušikom, žveplom in fosforjem. Zato je za kisik ena dvojna vez (494 kJ/mol) energetsko ugodnejša od dveh enostavnih vezi (146 kJ/mol).

Paramagnetizem molekul O 2 je razložen s prisotnostjo dveh neparnih elektronov z vzporednimi vrtenji v dvakrat degeneriranih protivezujočih π* orbitalah. Ker je v veznih orbitalah molekule štirih elektronov več kot v rahljajočih, je vrstni red vezi v O 2 2, to pomeni, da je vez med atomi kisika dvojna. Če se pod fotokemičnim ali kemičnim delovanjem na isti orbitali π * pojavita dva elektrona z nasprotnimi vrtljaji, nastane prvo vzbujeno stanje, ki se nahaja za 92 kJ / mol višje po energiji od osnovnega stanja. Če ob vzbujanju atoma kisika dva elektrona zavzameta dve različni π* orbitali in imata nasprotna vrtenja, nastane drugo vzbujeno stanje, katerega energija je 155 kJ/mol višja od energije osnovnega stanja. Vzbujanje spremlja povečanje medatomskega O-O razdalje: od 120.74 ure v osnovnem stanju do 121.55 za prvo in do 122.77 za drugo vzbujeno stanje, kar posledično vodi v oslabitev O-O priključki in povečanju reaktivnosti kisika. Obe vzbujeni stanji molekule O 2 imata pomembno vlogo pri oksidacijskih reakcijah v plinski fazi.

Kisik je plin brez barve, vonja in okusa; t pl -218,3 ° С, t kip -182,9 ° С, gostota plinastega kisika 1428,97 kg / dm 3 (pri 0 ° С in normalen tlak). Tekoči kisik je bledo modra tekočina, trdni kisik je modra kristalinična snov. Pri 0 °C je toplotna prevodnost 24,65-10 -3 W/(mK), molska toplotna kapaciteta pri konstantnem tlaku je 29,27 J/(mol K), permitivnost plinastega kisika je 1,000547, tekočega kisika pa je 1.491. Kisik je slabo topen v vodi (3,1 vol. % kisika pri 20 °C), zlahka topen v nekaterih organofluorovih topilih, kot je perfluorodekalin (4500 vol. % kisika pri 0 °C). Znatno količino kisika raztopijo plemenite kovine: srebro, zlato in platina. Topnost plina v staljenem srebru (2200 % prostornine pri 962 ° C) se močno zmanjša z znižanjem temperature, zato pri hlajenju na zraku srebrna talina "vre" in brizga zaradi intenzivnega sproščanja raztopljenega kisika.

Kisik je zelo reaktiven, močan oksidant: v normalnih pogojih deluje z večino preprostih snovi, predvsem s tvorbo ustreznih oksidov (številne reakcije, ki potekajo počasi pri sobni in nižjih temperaturah, spremlja eksplozija in sproščanje velike količine toplote pri segrevanju). Kisik v normalnih razmerah sodeluje z vodikom (nastane voda H 2 O; mešanice kisika z vodikom so eksplozivne - glej Detonacijski 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, kot so barijev peroksid BaO 2, kalijev superoksid KO 2). Kisik sodeluje z dušikom pri temperaturah nad 1200 °C ali ko je izpostavljen električni razelektritvi (nastane dušikov monoksid NO). Posredno pridobivamo kisikove spojine s ksenonom, kriptonom, halogeni, zlatom in platino. Kisik ne tvori kemičnih spojin s helijem, neonom in argonom. Tekoči kisik je tudi močan oksidant: z njim prepojena vata ob vžigu takoj izgori, nekaj hlapnih organska snov so sposobni samovžiga, ko so na razdalji več 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 je -0,5), O 2 - - peroksidne spojine (oksidacijsko stanje atom kisika je -1, na primer vodikov peroksid H 2 O 2), O 2- - oksidi (oksidacijsko stanje atoma kisika -2). Pozitivna oksidacijska stanja +1 in +2 kisik kaže v fluoridih О 2 F 2 oziroma OF 2. Kiskovi fluoridi so nestabilni, so močni oksidanti in fluorirani reagenti.

Molekularni kisik je šibek ligand in se dodaja nekaterim kompleksom Fe, Co, Mn, Cu. Med takšnimi kompleksi je najpomembnejši železov porfirin, ki je del hemoglobina, beljakovine, ki izvaja prenos kisika v telesu toplokrvnih živali.

Biološka vloga. Kisik, tako v prosti obliki kot del različnih snovi (na primer encimi oksidaza in oksidoreduktaza), sodeluje pri vseh oksidativnih procesih, ki se pojavljajo v živih organizmih. Posledično izstopa veliko število energija, porabljena v procesu življenja.

Potrdilo o prejemu. V industrijskem obsegu se kisik proizvaja z utekočinjanjem in frakcijsko destilacijo zraka (glejte Ločevanje zraka v članku), pa tudi z elektrolizo vode. V laboratorijskih pogojih se kisik pridobi z razgradnjo s segrevanjem vodikovega peroksida (2P 2 O 2 = 2H 2 O + O 2), kovinskih oksidov (na primer živosrebrovega oksida: 2HgO = 2Hg + O 2), soli kisika- ki vsebujejo oksidacijske kisline (na primer 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 skladišči in prevaža v jeklenih jeklenkah, pobarvanih modro, pri tlaku 15 in 42 MPa, tekoči kisik - v kovinskih Dewarovih posodah ali v posebnih rezervoarjih.

Aplikacija. Tehnični kisik se uporablja kot oksidacijsko sredstvo v metalurgiji (glej na primer proces Oxygen-converter), pri plinsko-plamenski obdelavi kovin (glej na primer Rezanje kisika), v kemični industriji pri proizvodnji umetne tekočine goriva, mazalna olja, dušikova in žveplova kislina, metanol, amoniak in amonijakova gnojila, kovinski peroksidi itd. Čisti kisik se uporablja v aparatih za dihanje kisika na vesoljskih ladjah, podmornicah, pri plezanju na velike višine, podvodnem delu in v medicinske namene v medicini (glej članek Terapija s kisikom). Tekoči kisik se uporablja kot oksidant za raketna goriva med razstreljevanjem. Predlagamo, da se vodne emulzije raztopin plinastega kisika v nekaterih organofluorovih topilih uporabljajo kot umetni krvni nadomestki (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.

Podobne objave