Pridobivanje kisika v naravi. Fizikalne in kemijske lastnosti kisika

§8 Elementi VI In skupine.

Kisik, žveplo, selen, telur, polonij.

Splošne informacije elementi Skupina VI A:

Elemente skupine VI A (razen polonija) imenujemo halkogenidi. Zunanji elektronski nivo teh elementov vsebuje šest valenčnih elektronov (ns 2 np 4), tako da imajo v normalnem stanju valenco 2, v vzbujenem stanju pa -4 ali 6 (razen kisika). Atom kisika se od atomov drugih elementov podskupine razlikuje po odsotnosti d-podravni v zunanji elektronski plasti, kar povzroča velike stroške energije za "združevanje" njegovih elektronov, ki se ne kompenzira z energijo tvorba novih kovalentnih vezi. Zato je kovalentnost kisika dva. Vendar pa lahko v nekaterih primerih atom kisika z osamljenimi elektronskimi pari deluje kot darovalec elektronov in tvori dodatne kovalentne vezi prek mehanizma donor-akceptor.

Elektronegativnost teh elementov postopoma pada v vrstnem redu O-S-Se-Te-Po. Oksidacijsko stanje od -2,+2,+4,+6. Polmer atoma se poveča, kar oslabi nekovinske lastnosti elementov.

Elementi te podskupine tvorijo z vodikom spojine oblike H 2 R (H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 Po), ki se raztopijo v vodi in tvorijo kisline. Kislinske lastnosti narašča v smeri H 2 O → H 2 S → H 2 Se → H 2 Te → H 2 Po. S, Se in Te tvorijo s kisikom spojine, kot sta RO 2 in RO 3. Iz teh oksidov nastanejo kisline, kot sta H 2 RO 3 in H 2 RO 4. Z naraščanjem atomskega števila se moč kislin zmanjšuje. Vsi imajo oksidativne lastnosti. Kisline, kot je H 2 RO 3, imajo tudi redukcijske lastnosti.

kisik

Naravne spojine in pripravki: Kisik je najpogostejši element v zemeljski skorji. V prostem stanju se nahaja v atmosferskem zraku (21%); v vezani obliki je del vode (88,9%), mineralov, skale in vse snovi, iz katerih so zgrajeni organizmi rastlin in živali. Atmosferski zrak je mešanica številnih plinov, katerih glavni del sta dušik in kisik, v manjši meri pa žlahtni plini, ogljikov dioksid in vodna para. Ogljikov dioksid nastaja v naravi pri zgorevanju lesa, premoga in drugih vrst goriv, ​​dihanju živali in razpadanju. Ponekod globus CO 2 se sprošča v zrak zaradi vulkanske dejavnosti, pa tudi iz podzemnih virov.

Naravni kisik je sestavljen iz treh stabilnih izotopov: 8 16 O (99,75 %), 8 17 O (0,04), 8 18 O (0,20). Umetno so bili pridobljeni tudi izotopi 8 14 O, 8 15 O in 8 19 O.

Kisik je v čisti obliki prvi pridobil K. V. Scheele leta 1772, nato pa leta 1774 D. Yu Priestley, ki ga je izoliral iz HgO. Vendar Priestley ni vedel, da je plin, ki ga je pridobil, del zraka. Le nekaj let pozneje je Lavoisier, ki je podrobno preučeval lastnosti tega plina, ugotovil, da je glavni del zraka.

V laboratoriju se kisik pridobiva z naslednjimi metodami:

E elektroliza vode. Za povečanje električne prevodnosti vode ji dodamo raztopino alkalij (običajno 30% KOH) ali sulfate alkalijskih kovin:

V splošni obliki: 2H 2 O → 2H 2 + O 2

Na katodi: 4H 2 O+4e¯→ 2H 2 +4OH¯

Na anodi: 4OH−4е→2H 2 O+O 2

- Razgradnja spojin, ki vsebujejo kisik:

Termična razgradnja bertholletove soli pod delovanjem MnO 2 katalizatorja.

KClO 3 →2KCl+3O 2

Toplotna razgradnja kalijevega permanganata

KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2.

Termična razgradnja nitratov alkalijskih kovin:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2.

Razgradnja peroksidov:

2H 2 O 2 → 2H 2 O+O 2.

2BaO 2 → 2BaO+O 2.

Termična razgradnja živosrebrovega (II) oksida:

2HgO→2HgO+O 2.

Interakcija peroksidov alkalijskih kovin z ogljikovim monoksidom (IV):

2Na 2 O 2 +2CO 2 → 2Na 2 CO 3 +O 2.

Termična razgradnja belila v prisotnosti katalizatorja - kobaltove soli:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 +O 2.

Oksidacija vodikovega peroksida s kalijevim permanganatom v kislem okolju:

2KMnO 4 +H 2 SO 4 +5H 2 O 2 →K 2 SO 4 +2Mn SO 4 +8H 2 O+5O 2.

V industriji: Trenutno se v industriji kisik pridobiva s frakcijsko destilacijo tekočega zraka. Ko se tekoči zrak nekoliko segreje, se iz njega najprej loči dušik (t bp (N 2) = -196ºC), nato pa se sprosti kisik (t bp (O 2) = -183ºC).

Kisik, pridobljen s to metodo, vsebuje nečistoče dušika. Zato za pridobitev čistega kisika nastalo mešanico ponovno destiliramo in na koncu proizvedemo 99,5 % kisika. Poleg tega se nekaj kisika pridobi z elektrolizo vode. Elektrolit je 30% raztopina KOH.

Kisik je običajno shranjen v modrih jeklenkah pri tlaku 15 MPa.

fizikalno- Kemijske lastnosti: Kisik je plin brez barve, vonja in okusa, nekoliko težji od zraka, rahlo topen v vodi. Kisik pri tlaku 0,1 MPa in temperaturi -183ºС preide v tekoče stanje in zmrzne pri -219ºС. V tekočem in trdnem stanju ga privlači magnet.

Po metodi valentne vezi je struktura molekule kisika, ki jo predstavlja diagram -:Ö::Ö: , ne pojasni večje moči molekule, ki ima paramagnetne lastnosti, torej nesparjene elektrone v normalnem stanju.

Kot posledica vezi med elektroni dveh atomov nastane en skupni elektronski par, nakar neparni elektron v vsakem atomu tvori medsebojno vez z nedeljenim parom drugega atoma in med njima nastane trielektronska vez. V vzbujenem stanju ima molekula kisika diamagnetne lastnosti, ki ustrezajo strukturi po shemi: Ö = Ö: ,

Atomu kisika manjkata dva elektrona, da bi zapolnil elektronski nivo. Zato kisik v kemične reakcije zlahka pridobi dva elektrona in ima oksidacijsko stanje -2. Kisik le v spojinah z bolj elektronegativnim elementom fluorom izkazuje oksidacijsko stanje +1 in +2: O 2 F 2, OF 2.

Kisik je močan oksidant. Ne deluje le s težkimi inertnimi plini (Kr, Xe, He, Rn), z zlatom in platino. Oksidi teh elementov nastajajo na druge načine. Kisik vstopa v reakcije zgorevanja in oksidacije tako s preprostimi kot s kompleksnimi snovmi. Ko nekovine medsebojno delujejo s kisikom, nastanejo kisli ali soli, ki tvorijo okside, pri interakciji kovin pa nastanejo amfoterni ali mešani oksidi.Tako kisik reagira s fosforjem pri temperaturi ~ 60 ° C,

4P+5O 2 → 2P 2 O 5

S kovinami - oksidi ustreznih kovin

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

Pri segrevanju alkalijskih kovin na suhem zraku le litij tvori Li 2 O oksid, ostalo pa so peroksidi in superoksidi:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2

Kisik reagira z vodikom pri 300 °C:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Pri interakciji s fluorom kaže obnovitvene lastnosti:

O 2 + F 2 = F 2 O 2 (pri električni razelektritvi),

z žveplom - pri temperaturi približno 250 °C:

S + O 2 = SO 2.

Kisik reagira z grafitom pri 700 °C

C + O 2 = CO 2.

Interakcija kisika z dušikom se začne šele pri 1200°C ali pri električni razelektritvi.

Štirje "halkogenski" elementi (tj. "rodilci bakra") vodijo glavno podskupino skupine VI (po novi klasifikaciji - 16. skupina) periodnega sistema. Sem spada poleg žvepla, telura in selena tudi kisik. Oglejmo si podrobneje lastnosti tega elementa, najpogostejšega na Zemlji, pa tudi uporabo in proizvodnjo kisika.

Razširjenost elementa

V vezani obliki vstopi kisik kemična sestava voda - njen odstotek je približno 89%, kot tudi v sestavi celic vseh živih bitij - rastlin in živali.

V zraku je kisik v prostem stanju v obliki O2, ki zavzema petino njegove sestave, in v obliki ozona - O3.

Fizične lastnosti

Kisik O2 je plin brez barve, okusa in vonja. Rahlo topen v vodi. Vrelišče je 183 stopinj pod ničlo Celzija. V tekoči obliki je kisik modre barve, v trdni obliki pa tvori modre kristale. Tališče kristalov kisika je 218,7 stopinje pod ničlo Celzija.

Kemijske lastnosti

Pri segrevanju ta element reagira s številnimi preprostimi snovmi, tako kovinami kot nekovinami, pri čemer tvori tako imenovane okside - spojine elementov s kisikom. pri kateri elementi vstopajo s kisikom, se imenuje oksidacija.

na primer

4Na + O2= 2Na2O

2. Z razgradnjo vodikovega peroksida pri segrevanju v prisotnosti manganovega oksida, ki deluje kot katalizator.

3. Z razgradnjo kalijevega permanganata.

Kisik se v industriji proizvaja na naslednje načine:

1. Za tehnične namene se kisik pridobiva iz zraka, v katerem je njegova običajna vsebnost približno 20%, tj. peti del. Za to se zrak najprej sežge, pri čemer nastane mešanica, ki vsebuje približno 54 % tekočega kisika, 44 % tekočega dušika in 2 % tekočega argona. Ti plini se nato ločijo s postopkom destilacije z uporabo relativno majhnega razpona med vreliščem tekočega kisika in tekočega dušika - minus 183 oziroma minus 198,5 stopinj. Izkazalo se je, da dušik izhlapi prej kot kisik.

Sodobna oprema zagotavlja proizvodnjo kisika katere koli stopnje čistosti. Dušik, ki ga pridobivamo z ločevanjem tekočega zraka, se uporablja kot surovina pri sintezi njegovih derivatov.

2. Proizvaja tudi zelo čist kisik. Ta metoda je postala razširjena v državah z bogatimi viri in poceni elektriko.

Uporaba kisika

Kisik je najpomembnejši element v življenju celotnega našega planeta. Ta plin, ki je v ozračju, pri tem porabijo živali in ljudje.

Pridobivanje kisika je zelo pomembno za področja človekove dejavnosti, kot so medicina, varjenje in rezanje kovin, peskanje, letalstvo (za človeško dihanje in delovanje motorjev) in metalurgija.

V procesu človekove gospodarske dejavnosti se kisik porabi v velikih količinah - na primer med zgorevanjem različne vrste goriva: zemeljski plin, metan, premog, les. Pri vseh teh procesih nastaja, hkrati pa je narava poskrbela za proces naravne vezave te spojine s fotosintezo, ki poteka v zelenih rastlinah pod vplivom sončne svetlobe. Kot rezultat tega procesa nastane glukoza, ki jo nato rastlina uporabi za gradnjo svojih tkiv.

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 periodnega sistema kemični elementi D. I. Mendelejev, z atomsko številko 8. Označen 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 organska snov 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 in 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-О n tlak več kot 96 GPa, kovinsko stanje z značilnim kovinskim leskom, z nizke temperature preide 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 kovinskih plinskih jeklenkah visok pritisk(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 težavah z dihanjem, za lajšanje napadov. bronhialne astme, odprave hipoksije katerega koli izvora, med dekompresijsko boleznijo, za zdravljenje patologije 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

V kemični industriji se kisik uporablja kot oksidant v številnih sintezah, na primer oksidacija ogljikovodikov v spojine, ki vsebujejo kisik (alkoholi, aldehidi, kisline), amoniak 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. 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 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.

OPREDELITEV

kisik– element drugega obdobja skupine VIA Periodni sistem kemijski elementi D.I. Mendelejev, z atomsko številko 8. Simbol - O.

Atomska masa - 16 amu. Molekula kisika je dvoatomna in ima formulo – O 2

Kisik spada v družino p-elementov. Elektronska konfiguracija atom kisika 1s 2 2s 2 2p 4 . V svojih spojinah lahko kisik kaže več oksidacijskih stanj: "-2", "-1" (v peroksidih), "+2" (F 2 O). Za kisik je značilen pojav pojava alotropije - obstoj v obliki več preproste snovi– alotropske modifikacije. Alotropni modifikaciji kisika sta kisik O 2 in ozon O 3 .

Kemijske lastnosti kisika

Kisik je močan oksidant, saj Za dokončanje zunanjega elektronskega nivoja potrebuje samo 2 elektrona in ju enostavno doda. Po kemijski aktivnosti je kisik na drugem mestu za fluorom. Kisik tvori spojine z vsemi elementi razen s helijem, neonom in argonom. Kisik neposredno reagira s halogeni, srebrom, zlatom in platino (njihove spojine dobimo posredno). Skoraj vse reakcije, ki vključujejo kisik, so eksotermne. Funkcijaštevilne reakcije kombinacije s kisikom - sproščanje velika količina toplota in svetloba. Takšni procesi se imenujejo zgorevanje.

Interakcija kisika s kovinami. Z alkalijskimi kovinami (razen litija) kisik tvori perokside ali superokside, z ostalimi - okside. Na primer:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Na + O 2 = Na 2 O 2;

K + O 2 = KO 2 ;

2Ca + O 2 = 2CaO;

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3;

2Cu + O 2 = 2CuO;

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4.

Interakcija kisika z nekovinami. Interakcija kisika z nekovinami se pojavi pri segrevanju; vse reakcije so eksotermne, z izjemo interakcije z dušikom (reakcija je endotermna, poteka pri 3000C v električnem obloku, v naravi - med razelektritvijo strele). Na primer:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5;

C + O 2 = CO 2;

2H2 + O2 = 2H2O;

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.

Interakcija s težavami anorganske snovi. Ko kompleksne snovi gorijo v presežku kisika, nastanejo oksidi ustreznih elementov:

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (t);

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (t);

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);

2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O;

4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8 SO 2 (t).

Kisik lahko oksidira okside in hidrokside v spojine z več visoka stopnja oksidacija:

2CO + O 2 = 2CO 2 (t);

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);

2NO + O 2 = 2NO 2;

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 (t).

Interakcija s kompleksnimi organskimi snovmi. Skoraj vse organske snovi gorijo, oksidirajo z atmosferskim kisikom v ogljikov dioksid in vodo:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O.

Poleg reakcij zgorevanja (popolna oksidacija) so možne tudi reakcije nepopolne ali katalitične oksidacije, v tem primeru so produkti reakcije lahko alkoholi, aldehidi, ketoni, karboksilne kisline in druge snovi:

Oksidacija ogljikovih hidratov, beljakovin in maščob služi kot vir energije v živem organizmu.

Fizikalne lastnosti kisika

Kisik je najpogostejši element na zemlji (47 % mase). Vsebnost kisika v zraku je 21% po prostornini. Kisik je sestavni del vode, mineralov in organskih snovi. Rastlinska in živalska tkiva vsebujejo 50-85 % kisika v obliki različnih spojin.

V prostem stanju je kisik plin brez barve, okusa in vonja, slabo topen v vodi (3 litre kisika se raztopi v 100 litrih vode pri 20C. Tekoči kisik je modre barve in ima paramagnetne lastnosti (vleče se v magnetno polje).

Pridobivanje kisika

Obstajajo industrijske in laboratorijske metode za pridobivanje kisika. Tako se v industriji kisik pridobiva z destilacijo tekočega zraka, glavne laboratorijske metode za proizvodnjo kisika pa vključujejo reakcije termičnega razpada kompleksnih snovi:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl +3 O 2

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

telovadba Pri razpadu 95 g živosrebrovega (II) oksida je nastalo 4,48 litra kisika (n.o.). Izračunajte delež razkrojenega živosrebrovega(II) oksida (v mas.%).
rešitev Zapišimo reakcijsko enačbo razgradnje živosrebrovega (II) oksida:

2HgO = 2Hg + O 2 .

Če poznamo količino sproščenega kisika, ugotovimo njegovo količino snovi:

Krt.

Po reakcijski enačbi n(HgO):n(O 2) = 2:1 je torej

n(HgO) = 2×n(O 2) = 0,4 mol.

Izračunajmo maso razpadlega oksida. Količina snovi je povezana z maso snovi z razmerjem:

Molska masa (molekulska masa enega mola) živosrebrovega (II) oksida, izračunana s pomočjo tabele kemijskih elementov D.I. Mendelejev – 217 g/mol. Potem je masa živosrebrovega (II) oksida enaka:

m(HgO) = n(HgO)× M(HgO) = 0,4×217 = 86,8 g.

Določimo masni delež razpadlega oksida:

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. 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 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".

Povezane publikacije