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

Od pojava kemije je človeštvu postalo jasno, da je vse okoli nas sestavljeno iz snovi, ki vsebuje kemične elemente. Pestrost snovi zagotavljajo različne spojine enostavni elementi. Danes je bilo odkritih 118 kemičnih elementov, ki so vključeni v periodni 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: zgodba o odkritju

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 v naravi najdemo več kot drugi elementi.

Kisik kot ločen element je odkril 1. avgusta 1774. Med poskusom 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 v svojem izumu izoliral kisik in ga uporabil za dihanje. Toda njegovi poskusi niso vplivali na razumevanje vloge kisika v naravi izmenjave energije v živih organizmih. Vendar pa je znanstvenik, ki je uradno odkril kisik, francoski kemik Antoine Laurent Lavoisier. Ponovil je Priestleyjev poskus in ugotovil, da je nastali plin ločen element.

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

Iskanje kisika v naravi

Med vsemi elementi na našem planetu zavzema največji delež kisik. Porazdelitev kisika v naravi je zelo raznolika. Prisoten je v vezani in prosti obliki. Praviloma ostane v vezanem stanju, ker je močan oksidant. 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. Sestavlja približno 21% celotne prostornine ozračja.

Kisik v zraku ima poleg svoje običajne oblike še izotropno obliko v obliki ozona. sestoji 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 se ta element kombinira 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 se kisik nahaja 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 % skupna masa vsi elementi.

Kisik je osnova življenja

Zaradi visoke oksidativne aktivnosti se kisik zelo enostavno veže z večino elementov in snovi ter tvori okside. Visoka oksidacijska sposobnost elementa zagotavlja dobro poznan proces zgorevanja. Kisik sodeluje tudi pri počasnih oksidacijskih procesih.

Vloga kisika v naravi kot močnega oksidanta je nepogrešljiva v življenjskih procesih živih organizmov. Zahvaljujoč temu kemičnemu procesu se snovi oksidirajo in sprošča energija. Živi organizmi ga uporabljajo za svoje preživetje.

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 postal mogoč zaradi nastanka fotosinteze. Skozi čas, med življenjem rastlin, skozi milijone let, se je kopičila Zemljina atmosfera veliko število prosti kisik.

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 ​​s tem poskrbele za pestro floro in favno našega planeta.

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

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

Proces dihanja živali in žuželk temelji na nastajanju nevezanega kisika za redoks reakcije, čemur sledi nastajanje energije za zagotavljanje vitalnih funkcij telesa. 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 tekoče vode.

Kemična sestava skorje, ozračja 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 proizvodnjo energije.

Drugačna evolucija

Na tej stopnji moderna znanost ne zavrača možnosti življenja v okoljih, ki niso zemeljski pogoji, kjer je mogoče vzeti silicij ali arzen kot osnovo za konstrukcijo organske molekule. In tekoči medij, tako kot topilo, je lahko mešanica tekočega amoniaka in helija. Kar zadeva atmosfero, jo lahko predstavimo v obliki vodikovega plina, pomešanega s helijem in drugimi plini.

Sodobna znanost še ne more simulirati, kakšni presnovni procesi se lahko zgodijo v takih pogojih. Vendar je ta smer evolucije življenja povsem sprejemljiva. Kot dokazuje čas, se človeštvo nenehno sooča s širjenjem meja našega razumevanja sveta okoli nas 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 pa v obliki spojin cca. 50 % (mas.) in v hidrosferi 88,8 % (mas.).

Kisik je nujen za obstoj življenja na zemlji: živali in rastline porabljajo kisik med dihanjem, rastline pa sproščajo kisik s fotosintezo. Živa snov vsebuje vezan kisik ne samo v telesnih tekočinah (v krvnih celicah itd.), temveč tudi v ogljikovih hidratih (sladkor, celuloza, škrob, glikogen), maščobah in beljakovinah. Gline, 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 znanstvena dela S. Geils (1731) in P. Bayen (1774). Posebno pozornost si zaslužijo raziskave 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 Bayenovem poročilu o reakcijah z zrakom. Ime oxygenium (»kisik«) je dobil ta element kmalu po tem, ko ga je odkril Priestley in izhaja iz grških besed, ki pomenijo »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 naravno prisoten atom kisika 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 izvajanje biokemijskih in medicinsko-kemijskih študij (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 bila masa ogljikovega izotopa 12 6 C sprejeta kot standardna atomska masa Mednarodne komisije leta 1961 je utežena povprečna atomska masa kisika 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 naravno prisotnih izotopov kisika. Fiziki so za standardno enoto atomske mase vzeli masno število kisikovega izotopa 16 8 O, tako da je bila na fizikalnem merilu povprečna atomska masa kisika 16,0044.

Atom kisika ima 8 elektronov, od tega 2 elektrona na notranji ravni in 6 elektronov na zunanji ravni. Zato lahko kisik v kemijskih reakcijah sprejme do dva elektrona od donorjev, zgradi svojo zunanjo lupino 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 samo 1 % molekul kisika disociira na atome. (Omeniti velja, da je med tvorbo molekule dušika N2 moč vezi N–N še večja, ~710 kJ/mol.)

Elektronska struktura.

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

Reakcije.

Pod ustreznimi pogoji molekularni kisik reagira s skoraj vsemi elementi razen z žlahtnimi plini. Vendar pa v sobnih razmerah le najbolj aktivni elementi dovolj hitro reagirajo s kisikom. Verjetno se večina reakcij zgodi šele po disociaciji kisika na atome, disociacija pa se zgodi 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, največ učinkovita metoda njegova ekstrakcija je utekočinjenje zraka, iz katerega se odstranijo 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 (metoda frakcijske destilacije) iz utekočinjenega zraka najprej izhlapijo žlahtni plini (ki jih je najtežje utekočiniti), nato dušik, ostane pa tekoči kisik. Zaradi tega tekoči kisik vsebuje sledi žlahtnih plinov in relativno velik odstotek dušika. Za mnoge aplikacije te nečistoče niso problem. Vendar je treba za pridobitev kisika izjemne čistosti 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 staljenega železa z uporabo Bessemerjeve metode za hitro in učinkovito odstranjevanje nečistoč C, S in P. Pihanje s kisikom proizvede jeklo hitreje in bolj kakovostno kot pihanje z zrakom. 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 pridobivamo 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. S pomočjo razelektritvene naprave se sledi vodika v mešanici plinov 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 za prah živosrebrovega oksida. Dobro znana laboratorijska metoda je tudi termična disociacija okso soli, na primer kalijevega klorata v prisotnosti katalizatorja - manganovega dioksida:

Manganov dioksid, dodan v majhnih količinah pred žganjem, omogoča vzdrževanje zahtevane temperature in stopnje 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 pogosto uporabljena za pridobivanje kisika iz ozračja in je obsegala 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
trda, 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
zračni sorodnik	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 sta gostoti plina in tekočine enaki.

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. Plin kisik je topen v vodi in verjetno tvori šibke spojine, kot je O2HH2O in morda O2H2H2O.

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 O2. 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 prenos elektrona nepopoln, negativna gostota naboja na kisiku pa manj izrazita, zato je vez manj ionska oziroma bolj kovalentna.

Ko kovine oksidiramo s kisikom, se sprosti 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 oksidi z ionskimi vezmi) in so pogosto zelo reaktivni. V tabeli so za primerjavo prikazane vrednosti entalpij tvorbe oksidov najbolj značilnih 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. Temperature taljenja oksidov alkalijskih kovin se z naraščanjem atomskega radija kovine znižujejo; Torej, t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O). Več jih imajo oksidi, v katerih prevladuje ionska vez visoke temperature tališče kot tališče 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 najvišji oksidacijski stopnji pri termični disociaciji 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 dobra oksidacijska sredstva.

3. Najbolj aktivne kovine reagirajo 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 imajo bazične lastnosti in so hidroksidi, ki vsebujejo OH skupine, nekovinski oksidi pa 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 elementa je v korelaciji samo z največjo stopnjo oksidacijo, saj so možni oksidi z nižjimi oksidacijskimi stopnjami elementov. V procesih zgorevanja spojin so tipični produkti oksidi, na primer:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Snovi, ki vsebujejo ogljik, in ogljikovodiki pri rahlem segrevanju oksidirajo (zgorijo) v CO 2 in H 2 O. Primeri takšnih snovi so goriva - les, olje, alkoholi (pa tudi ogljik - premog, koks in oglje). Toplota iz procesa izgorevanja se uporablja 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 (premog 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 majhna 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 nižjimi 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 ima neobičajno uporabo, saj ob 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 – velika proizvodnja v keramični in cementni tehnologiji.

Voda (vodikov oksid).

Pomen vode H 2 O tako 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 pod pogoji, na primer pri iskriči, pride do eksplozije in tvorbe vode, pri čemer se sprosti 143 kJ/(mol H 2 O).

Molekula vode ima skoraj tetraedrsko strukturo, kot H–O–H je 104° 30°. Vezi v molekuli so delno ionske (30%) in delno kovalentne z visoko gostoto negativnega naboja na kisiku in s tem pozitivnih nabojev na vodiku:

Zaradi velike trdnosti H–O vezi je vodik težko ločiti 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, kot je 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 povzroči delec z nizkim nabojem, ki je bolj stabilen, na primer:

°C nastane temno vijolična trdna faza. Tekoči ozon je rahlo topen v tekočem kisiku, 49 cm 3 O 3 pa se raztopi v 100 g vode pri 0 ° C. Glede na kemijske lastnosti je ozon veliko bolj aktiven od kisika in je po oksidacijskih lastnostih na drugem mestu za O, F 2 in OF 2 (kisikov difluorid). Pri normalni oksidaciji nastajata oksid in molekularni kisik O 2 . Pri delovanju ozona na aktivne kovine pod posebnimi pogoji nastanejo ozonidi sestave K + O 3 –. Ozon se proizvaja industrijsko za posebne namene, je dobro dezinfekcijsko sredstvo in se uporablja za čiščenje vode in kot belilo, izboljšuje stanje ozračja v zaprtih sistemih, razkužuje predmete in živila ter pospešuje zorenje žit in plodov. V kemijskem laboratoriju se za proizvodnjo ozona pogosto uporablja ozonizator, ki je potreben za nekatere metode kemijske analize in sinteze. Guma se zlahka uniči, tudi če je izpostavljena nizkim koncentracijam ozona. V nekaterih industrijskih mestih visoke koncentracije ozona v zraku povzročijo hitro propadanje izdelkov iz gume, če niso zaščiteni z antioksidanti. Ozon je zelo strupen. Nenehno 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 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 periodni sistem D. I. Mendelejev. Torej je kisik v 2. obdobju 6. skupine glavne podskupine pod številko 8. Njegova atomska masa je 16 amu, je nekovina.

IN 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.

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

Končali smo s kemijskimi lastnostmi. 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 aditiv za živila 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.

OPREDELITEV

kisik- osmi element periodni sistem. Nanaša se na nekovine. Nahaja se v drugem obdobju podskupine VI skupine A.

Serijska številka je 8. Jedrski naboj je +8. Atomska teža - 15.999 amu. V naravi najdemo tri izotope kisika: 16 O, 17 O in 18 O, med katerimi je najpogostejši 16 O (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 zunanja elektronska raven atoma dušika vsebuje 6 valenčnih elektronov. Ima visoko oksidacijsko sposobnost (višjo le pri fluoru).

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. Prostorski prikaz zgradbe atoma kisika.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Oblike kisikaperoksidi z oksidacijskim stanjem −1.
— Na primer, peroksidi nastanejo pri zgorevanju alkalijskih kovin v kisiku:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

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

— V skladu z načeli 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 plamen gorečega vodika ohladimo 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). Pridobiva se z reakcijo peroksidov s kisikom pri povečan pritisk in temperatura:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Ozonidi vsebujejo O 3 - ion 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. Pridobljeno z reakcijo:
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. Pridobiva se 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.
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 vključuje 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 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).

V medicini

Kisik se uporablja za obogatitev dihalnih plinskih mešanic pri težavah z dihanjem, za zdravljenje astme, v obliki kisikovih koktajlov, kisikovih blazin itd.

V prehrambeni industriji

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

Biološka vloga kisika

Živa bitja dihajo 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. Za dezinfekcijo zraka ter dezodoracijo in čiščenje pitna voda uporablja se umetna obogatitev z ozonom. 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 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 so, kot izhaja iz teorije strukture atomskega jedra, še posebej stabilna.

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 (kontradiktorni razpolovni čas). 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 nejasen. Šele v 17. stol. Mayow in Boyle sta neodvisno izrazila idejo, da zrak vsebuje nekaj snovi, ki podpirajo gorenje, vendar ta povsem racionalna hipoteza takrat ni bila razvita, saj je ideja gorenja kot procesa združevanja gorečega telesa z določeno komponento zrak se je takrat zdel 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 17. st. Nastala je teorija flogistona, ki sta jo ustvarila Becher in Stahl. S prihodom kemijsko-analitskega obdobja v razvoju kemije (druga polovica 18. stoletja) in pojavom "pnevmatske kemije" - ene glavnih vej kemijsko-analitične smeri - 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 srečanju Kraljeve družbe v Angliji 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 tleči drobec se je razplamtel. Priestley je določil nekatere lastnosti novega plina in ga poimenoval daflogistični zrak. Dve leti prej kot Priestley (1772) pa je tudi Scheele z razgradnjo živosrebrovega oksida in drugimi metodami pridobival kisik. Scheele je ta plinski ogenj imenoval zrak (Feuerluft). Scheele je lahko poročal o svojem odkritju šele leta 1777.

Leta 1775 je Lavoisier nastopil pred pariško akademijo znanosti s sporočilom, da mu je uspelo pridobiti »najčistejši del zraka, ki nas obdaja«, in opisal lastnosti tega dela zraka. Sprva je Lavoisier ta »zrak« imenoval empirejski, vitalni (Air empireal, Air vital) osnova vitalnega zraka (Base de l'air vital).Skoraj sočasno odkritje kisika s strani več znanstvenikov v različne države povzročila polemike o prioriteti. Priestley je bil še posebej vztrajen v svojih prizadevanjih, da bi bil priznan kot odkritelj. V bistvu ti spori še niso končani. Podrobna študija lastnosti kisika in njegove vloge v procesih zgorevanja in nastajanja oksidov je Lavoisiera privedla do napačnega zaključka, da je ta plin kislotvorni princip. Leta 1779 je Lavoisier v skladu s tem sklepom uvedel novo ime za kisik - princip tvorbe kisline (principe acidifiant ou principe oxygine). Lavoisier je besedo oksigin, ki se pojavi v tem kompleksnem imenu, izpeljal iz grškega - kislina in "proizvajam".