Radite na sebi
21.09.2023

Sve o kisiku. Plin kisik. Svojstva, proizvodnja, primjena i cijena kisika. Otrovni derivati ​​kisika

DEFINICIJA

Kisik- osmi element periodnog sustava. Oznaka - O od latinskog "oxygenium". Smješten u drugu periodu, skupina VIA. Odnosi se na nemetale. Nuklearni naboj je 8.

Kisik je najčešći element u zemljinoj kori. U slobodnom stanju nalazi se u atmosferskom zraku, a u vezanom obliku ulazi u sastav vode, minerala, stijena i svih tvari od kojih su građeni organizmi biljaka i životinja. Maseni udio kisika u zemljinoj kori je oko 47%.

U svom jednostavnom obliku, kisik je plin bez boje i mirisa. Nešto je teži od zraka: masa 1 litre kisika u normalnim uvjetima je 1,43 g, a 1 litre zraka 1,293 g. Kisik se otapa u vodi, iako u malim količinama: 100 volumena vode pri 0 o C otopi 4,9, a pri 20 o C - 3,1 volumena kisika.

Atomska i molekularna masa kisika

DEFINICIJA

Relativna atomska masa A r je molarna masa atoma tvari podijeljena s 1/12 molarne mase atoma ugljika-12 (12 C).

Relativna atomska masa atomskog kisika je 15,999 amu.

DEFINICIJA

Relativna molekulska težina M r je molarna masa molekule podijeljena s 1/12 molarne mase atoma ugljika-12 (12 C).

To je bezdimenzionalna veličina.Poznato je da je molekula kisika dvoatomna - O 2. Relativna molekulska masa molekule kisika bit će jednaka:

M r (O 2) = 15,999 × 2 ≈32.

Alotropija i alotropske modifikacije kisika

Kisik može postojati u obliku dvije alotropske modifikacije - kisika O 2 i ozona O 3 (fizička svojstva kisika opisana su gore).

U normalnim uvjetima ozon je plin. Od kisika se može odvojiti jakim hlađenjem; ozon se kondenzira u plavu tekućinu, vrelište na (-111,9 o C).

Topivost ozona u vodi mnogo je veća od topljivosti kisika: 100 volumena vode na 0 o C otapa 49 volumena ozona.

Stvaranje ozona iz kisika može se izraziti jednadžbom:

3O 2 = 2O 3 - 285 kJ.

Izotopi kisika

Poznato je da se kisik u prirodi nalazi u obliku tri izotopa 16 O (99,76%), 17 O (0,04%) i 18 O (0,2%). Njihovi maseni brojevi su 16, 17 odnosno 18. Jezgra atoma izotopa kisika 16 O sadrži osam protona i osam neutrona, a izotopi 17 O i 18 O sadrže isti broj protona, devet odnosno deset neutrona.

Postoji dvanaest radioaktivnih izotopa kisika s masenim brojevima od 12 do 24, od kojih je najstabilniji izotop 15 O s vremenom poluraspada od 120 s.

ioni kisika

Vanjska energetska razina atoma kisika ima šest elektrona, koji su valentni elektroni:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Struktura atoma kisika prikazana je u nastavku:

Kao rezultat kemijske interakcije, kisik može izgubiti svoje valentne elektrone, tj. biti njihov donor, te se pretvoriti u pozitivno nabijene ione ili prihvatiti elektrone drugog atoma, tj. biti njihov akceptor i pretvoriti se u negativno nabijene ione:

O 0 +2e → O 2- ;

O 0 -1e → O 1+ .

Molekula i atom kisika

Molekula kisika sastoji se od dva atoma - O 2. Evo nekih svojstava koja karakteriziraju atom i molekulu kisika:

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Kod rezanja metala ono se provodi visokotemperaturnim plinskim plamenom dobivenim izgaranjem zapaljivog plina ili tekuće pare pomiješane s tehnički čistim kisikom.

Kisik je najzastupljeniji element na Zemlji, nalazi se u obliku kemijskih spojeva s različitim tvarima: u tlu - do 50% težine, u kombinaciji s vodikom u vodi - oko 86% težine iu zraku - do 21% zapremine i 23% težina.

Kisik je u normalnim uvjetima (temperatura 20°C, tlak 0,1 MPa) bezbojan, nezapaljiv plin, nešto teži od zraka, bez mirisa, ali aktivno podržava izgaranje. Pri normalnom atmosferskom tlaku i temperaturi od 0 ° C, masa 1 m 3 kisika je 1,43 kg, a pri temperaturi od 20 ° C i normalnom atmosferskom tlaku - 1,33 kg.

Kisik ima visoku kemijsku aktivnost tvoreći spojeve sa svim kemijskim elementima osim (argona, helija, ksenona, kriptona i neona). Reakcije spoja s kisikom odvijaju se uz oslobađanje velike količine topline, tj. egzotermne su prirode.

Kada stlačeni plinoviti kisik dođe u dodir s organskim tvarima, uljima, mastima, ugljenom prašinom, zapaljivom plastikom, one se mogu spontano zapaliti kao posljedica oslobađanja topline tijekom brzog stlačivanja kisika, trenja i udara čvrstih čestica o metal, kao i kao elektrostatičko iskreće pražnjenje. Stoga se pri korištenju kisika mora paziti da ne dođe u dodir sa zapaljivim ili zapaljivim tvarima.

Sva oprema za kisik, vodovi i cilindri za kisik moraju se temeljito odmastiti. sposobni stvarati eksplozivne smjese sa zapaljivim plinovima ili tekućim zapaljivim parama u širokom rasponu, što također može dovesti do eksplozije u prisutnosti otvorenog plamena ili čak iskre.

Navedena svojstva kisika uvijek treba imati na umu kada se koristi u procesima plinsko-plamene obrade.

Atmosferski zrak uglavnom je mehanička smjesa triju plinova sa sljedećim volumnim udjelom: dušik - 78,08%, kisik - 20,95%, argon - 0,94%, ostalo je ugljikov dioksid, dušikov oksid itd. Kisik se dobiva odvajanjem zraka na kisik i metodom dubokog hlađenja (ukapljivanje), uz izdvajanje argona, čija je uporaba u stalnom porastu. Dušik se koristi kao zaštitni plin pri zavarivanju bakra.

Kisik se može dobiti kemijskim putem ili elektrolizom vode. Kemijske metode neučinkovito i neekonomično. Na elektroliza vode Uz istosmjernu struju, kisik se proizvodi kao nusproizvod u proizvodnji čistog vodika.

Kisik se proizvodi u industriji iz atmosferskog zraka dubokim hlađenjem i rektifikacijom. U postrojenjima za dobivanje kisika i dušika iz zraka, potonji se čisti od štetnih nečistoća, komprimira u kompresoru do odgovarajućeg tlaka rashladnog ciklusa od 0,6-20 MPa i hladi u izmjenjivačima topline do temperature ukapljivanja, razlika u temperaturama ukapljivanja od kisika i dušika je 13°C, što je dovoljno za njihovo potpuno odvajanje u tekućoj fazi.

Tekući čisti kisik nakuplja se u aparatu za odvajanje zraka, isparava i sakuplja u spremniku plina, odakle se kompresorom pumpa u cilindre pod tlakom do 20 MPa.

Cjevovodom se transportira i tehnički kisik. Tlak kisika koji se transportira kroz cjevovod mora biti dogovoren između proizvođača i potrošača. Kisik se na mjesto doprema u bocama za kisik, au tekućem obliku u posebnim posudama s dobrom toplinskom izolacijom.

Za pretvaranje tekućeg kisika u plin koriste se rasplinjači ili pumpe s isparivačima tekućeg kisika. Pri normalnom atmosferskom tlaku i temperaturi od 20°C 1 dm 3 tekućeg kisika isparavanjem daje 860 dm 3 plinovitog kisika. Stoga je preporučljivo kisik do mjesta zavarivanja dostavljati u tekućem stanju, jer se time smanjuje težina spremnika za 10 puta, čime se štedi metal za izradu boca i smanjuju troškovi transporta i skladištenja boca.

Za zavarivanje i rezanje Prema -78, tehnički kisik se proizvodi u tri razreda:

  • 1. - čistoća od najmanje 99,7%
  • 2. - ne manje od 99,5%
  • 3. - ne manje od 99,2% volumena

Čistoća kisika je od velike važnosti za rezanje kisikom. Što manje plinskih nečistoća sadrži, veća je brzina rezanja, čišći i manja potrošnja kisika.

Kisik se spaja s gotovo svim elementima Mendeljejeva periodnog sustava.

Reakcija bilo koje tvari koja se spaja s kisikom naziva se oksidacija.

Većina tih reakcija uključuje oslobađanje topline. Ako reakcija oksidacije proizvodi svjetlost uz toplinu, to se naziva izgaranje. Međutim, nije uvijek moguće primijetiti oslobođenu toplinu i svjetlost, budući da se u nekim slučajevima oksidacija odvija izuzetno sporo. Moguće je primijetiti oslobađanje topline kada se reakcija oksidacije odvija brzo.

Kao rezultat bilo koje oksidacije - brze ili spore - u većini slučajeva nastaju oksidi: spojevi metala, ugljika, sumpora, fosfora i drugih elemenata s kisikom.

Vjerojatno ste više puta vidjeli pokrivanje željeznih krovova. Prije nego što se prekriju novim željezom, staro se baci. Smeđe ljuske - hrđa - padaju na zemlju zajedno sa željezom. To je hidrat željeznog oksida, koji se polako, tijekom nekoliko godina, stvarao na željezu pod utjecajem kisika, vlage i ugljičnog dioksida.

Hrđu možemo zamisliti kao kombinaciju željeznog oksida i molekule vode. Ima labavu strukturu i ne štiti željezo od uništenja.

Da bi se željezo zaštitilo od uništenja - korozije - obično se premazuje bojom ili drugim materijalima otpornim na koroziju: cinkom, kromom, niklom i drugim metalima. Zaštitna svojstva ovih metala, poput aluminija, temelje se na činjenici da su prekriveni tankim, stabilnim filmom njihovih oksida, koji štite premaz od daljnjeg uništenja.

Zaštitni premazi značajno usporavaju proces oksidacije metala.

U prirodi se stalno odvijaju spori oksidacijski procesi, slični izgaranju.

Kada drvo, slama, lišće i druge organske tvari trule, dolazi do procesa oksidacije ugljika koji je dio tih tvari. Toplina se oslobađa izuzetno sporo i stoga obično prolazi nezapaženo.

Ali ponekad se ti oksidativni procesi sami ubrzavaju i pretvaraju u izgaranje.

Samozapaljenje se može uočiti u plastu mokrog sijena.

Brza oksidacija uz oslobađanje velike količine topline i svjetlosti može se uočiti ne samo kod izgaranja drva, petroleja, svijeća, ulja i drugih zapaljivih materijala koji sadrže ugljik, već i kod izgaranja željeza.

Ulijte malo vode u staklenku i napunite je kisikom. Zatim u staklenku stavite željeznu spiralu na čijem je kraju pričvršćen tinjajući komadić. Iver, a iza njega spirala, zasvijetlit će jarkim plamenom, raspršujući zvjezdaste iskre na sve strane.

Ovo je proces brze oksidacije željeza s kisikom. Započelo je na visokoj temperaturi koju stvara goruća krhotina i nastavlja se sve dok spirala potpuno ne izgori zbog topline koja se oslobađa prilikom sagorijevanja željeza.

Toliko je topline da čestice oksidiranog željeza nastale tijekom izgaranja svijetle užareno, jarko osvjetljavajući staklenku.

Sastav kamenca koji nastaje izgaranjem željeza nešto je drugačiji od sastava oksida koji nastaje u obliku hrđe pri sporoj oksidaciji željeza na zraku uz prisustvo vlage.

U prvom slučaju oksidacija prelazi u željezni oksid (Fe 3 O 4), koji je dio magnetske željezne rude; u drugom nastaje oksid koji je vrlo sličan smeđoj željeznoj rudi, koja ima formulu 2Fe 2 O 3 ∙ H 2 O.

Dakle, ovisno o uvjetima pod kojima se odvija oksidacija, nastaju različiti oksidi koji se međusobno razlikuju po sadržaju kisika.

Na primjer, ugljik se spaja s kisikom i proizvodi dva oksida - ugljikov monoksid i ugljikov dioksid. Pri nedostatku kisika dolazi do nepotpunog izgaranja ugljika uz stvaranje ugljičnog monoksida (CO) koji se u hostelu naziva ugljični monoksid. Potpunim izgaranjem nastaje ugljikov dioksid, odnosno ugljikov dioksid (CO2).

Fosfor, izgarajući u uvjetima nedostatka kisika, stvara fosforni anhidrid (P 2 O 3), a kada postoji višak, fosforni anhidrid (P 2 O 5). Sumpor pod različitim uvjetima izgaranja također može proizvesti sumporov dioksid (SO 2 ) ili sumporni (SO 3 ) anhidrid.

U čistom kisiku, izgaranje i druge oksidacijske reakcije odvijaju se brže i dovršavaju se.

Zašto dolazi do izgaranja snažnije u kisiku nego u zraku?

Ima li čisti kisik neka posebna svojstva koja nema kisik u zraku? Naravno da ne. U oba slučaja imamo isti kisik, s istim svojstvima. Samo zrak sadrži 5 puta manje kisika od istog volumena čistog kisika, a, osim toga, kisik u zraku je pomiješan s velikim količinama dušika, koji ne samo da ne gori sam, nego također ne podržava gorenje. Stoga, ako je kisik iz zraka već potrošen neposredno u blizini plamena, tada drugi njegov dio mora proći kroz dušik i produkte izgaranja. Posljedično, energičnije izgaranje u atmosferi kisika može se objasniti njegovim bržim dovođenjem do mjesta izgaranja. U tom slučaju, proces spajanja kisika s gorućom tvari odvija se energičnije i oslobađa se više topline. Što se više kisika dovodi gorućoj tvari u jedinici vremena, to je plamen svjetliji, temperatura viša i izgaranje jače.

Gori li sam kisik?

Uzmite cilindar i okrenite ga naopako. Stavite vodikovu cijev ispod cilindra. Budući da je vodik lakši od zraka, on će u potpunosti ispuniti cilindar.

Upalite vodik u blizini otvorenog dijela cilindra i kroz plamen provucite staklenu cijev kroz koju istječe plinoviti kisik. Vatra će izbiti blizu kraja cijevi, koja će tiho gorjeti unutar cilindra napunjenog vodikom. Ne gori kisik, nego vodik u prisutnosti male količine kisika koja izlazi iz cijevi.

Što nastaje kao rezultat izgaranja vodika? Kakav oksid nastaje?

Vodik se oksidira u vodu. Doista, kapljice kondenzirane vodene pare postupno se počinju taložiti na stijenkama cilindra. Za oksidaciju 2 molekule vodika potrebna je 1 molekula kisika, a nastaju 2 molekule vode (2H 2 + O 2 → 2H 2 O).

Ako kisik sporo istječe iz cijevi, sav izgori u atmosferi vodika i eksperiment se odvija mirno.

Nakon što povećate opskrbu kisikom toliko da ne stigne potpuno izgorjeti, dio će izaći izvan plamena, gdje će se formirati džepovi mješavine vodika i kisika, a pojavit će se pojedinačni mali bljeskovi, slični eksplozijama .

Mješavina kisika i vodika je eksplozivan plin. Zapalite li detonirajući plin, doći će do snažne eksplozije: kada se kisik spoji s vodikom, dobiva se voda i razvija se visoka temperatura. Vodena para i okolni plinovi jako se šire, stvarajući visoki tlak, pri kojem ne samo stakleni cilindar, već i izdržljivija posuda može lako puknuti. Stoga rad s eksplozivnom smjesom zahtijeva posebnu pažnju.

Kisik ima još jedno zanimljivo svojstvo. Spaja se s određenim elementima u peroksidne spojeve.

Navedimo tipičan primjer. Vodik je, kao što je poznato, monovalentan, kisik je dvovalentan: 2 atoma vodika mogu se spojiti s 1 atomom kisika. Ovo proizvodi vodu. Struktura molekule vode obično se prikazuje kao H - O - H. Ako se molekuli vode doda još jedan atom kisika, nastaje vodikov peroksid, čija je formula H 2 O 2.

Gdje se nalazi drugi atom kisika u ovom spoju i kojim ga vezama drži? Drugi atom kisika, takoreći, prekida vezu prvog s jednim od atoma vodika i postaje između njih, tvoreći spoj H-O-O-H. Natrijev peroksid (Na-O-O-Na) i barijev peroksid imaju istu strukturu.

Karakteristika peroksidnih spojeva je prisutnost 2 atoma kisika koji su međusobno povezani istom valencijom. Dakle, 2 atoma vodika, 2 atoma natrija ili 1 atom barija mogu na sebe vezati ne 1 atom kisika s dvije valencije (-O-), već 2 atoma, koji, kao rezultat međusobne veze, također imaju samo dva slobodna valencije (-O- O-).

Vodikov peroksid može se pripraviti reakcijom razrijeđene sumporne kiseline s natrijevim peroksidom (Na 2 O 2) ili barijevim peroksidom (BaO 2). Pogodnije je koristiti barijev peroksid, jer kada se izloži sumpornoj kiselini, nastaje netopljivi talog barijevog sulfata, iz kojeg se vodikov peroksid može lako odvojiti filtracijom (BaO 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + H 2 O 2).

Vodikov peroksid je, kao i ozon, nestabilan spoj i raspada se na vodu i atom kisika, koji u trenutku oslobađanja ima visoku oksidacijsku sposobnost. Na niskim temperaturama iu mraku, razgradnja vodikovog peroksida je spora. A kada se zagrije i izloži svjetlu, to se događa mnogo brže. Pijesak, mangan dioksid u prahu, srebro ili platina također ubrzavaju razgradnju vodikovog peroksida, dok oni sami ostaju nepromijenjeni. Tvari koje utječu samo na brzinu kemijske reakcije, a same ostaju nepromijenjene, nazivaju se katalizatori.

Ulijete li malo vodikovog peroksida u bočicu na čijem se dnu nalazi katalizator – mangan dioksid u prahu, razgradnja vodikovog peroksida odvijat će se toliko brzo da ćete primijetiti oslobađanje mjehurića kisika.

Sposobnost oksidacije raznih spojeva ima ne samo plinoviti kisik, već i neki spojevi koji ga sadrže.

Dobar oksidans je vodikov peroksid. Obezbojava razne boje i stoga se koristi u tehnici za izbjeljivanje svile, krzna i drugih proizvoda.

Sposobnost vodikovog peroksida da ubija različite mikrobe omogućuje njegovu upotrebu kao dezinficijens. Vodikov peroksid koristi se za ispiranje rana, grgljanje i u stomatološkoj praksi.

Dušična kiselina (HNO 3) ima jaka oksidacijska svojstva. Doda li se kap terpentina dušičnoj kiselini, nastaje svijetli bljesak: ugljik i vodik sadržani u terpentinu snažno će oksidirati, oslobađajući veliku količinu topline.

Papir i tkanine natopljene dušičnom kiselinom brzo se uništavaju. Organske tvari od kojih su ti materijali napravljeni oksidiraju se dušičnom kiselinom i gube svoja svojstva. Ako se papir ili tkanina natopljena dušičnom kiselinom zagrijavaju, proces oksidacije će se toliko ubrzati da može doći do bljeska.

Dušična kiselina oksidira ne samo organske spojeve, već i neke metale. Bakar, kada je izložen koncentriranoj dušičnoj kiselini, prvo se oksidira u bakrov oksid, oslobađajući dušikov dioksid iz dušične kiseline, a zatim se bakrov oksid transformira u sol bakrenog nitrata.

Ne samo dušična kiselina, već i neke njezine soli imaju jaka oksidacijska svojstva.

Nitratne soli kalija, natrija, kalcija i amonija, koje se u tehnici nazivaju nitrati, zagrijavanjem se raspadaju, oslobađajući kisik. Na visokim temperaturama u rastaljenoj salitri žar gori tako snažno da se pojavljuje jarko bijelo svjetlo. Ako ubacite komad sumpora u epruvetu s rastaljenim nitratom zajedno s tinjajućim ugljenom, izgaranje će se odvijati takvim intenzitetom i temperatura će porasti toliko da će se staklo početi topiti. Ova su svojstva salitre već odavno poznata čovjeku; iskoristio je ta svojstva za pripremu baruta.

Crni ili dimni barut priprema se od salitre, ugljena i sumpora. U ovoj smjesi ugljen i sumpor su zapaljivi materijali. Pri izgaranju prelaze u plinoviti ugljični dioksid (CO 2 ) i čvrsti kalijev sulfid (K 2 S). Kada se salitra raspada, oslobađa velike količine kisika i dušika. Oslobođeni kisik pospješuje izgaranje ugljena i sumpora.

Kao rezultat izgaranja razvija se tako visoka temperatura da bi se nastali plinovi mogli proširiti do volumena koji je 2000 puta veći od volumena uzetog baruta. Ali stijenke zatvorene posude, gdje se obično sagorijeva barut, ne dopuštaju plinovima da se lako i slobodno šire. Stvara se ogroman pritisak koji puca u žilu na najslabijoj točki. Čuje se zaglušujuća eksplozija, plinovi bučno izbijaju, noseći sa sobom zdrobljene čestice čvrste tvari u obliku dima.

Dakle, od kalijevog nitrata, ugljena i sumpora nastaje smjesa koja ima ogromnu razornu moć.

Spojevi s jakim oksidacijskim svojstvima također uključuju soli klornih kiselina koje sadrže kisik. Zagrijavanjem se Bertoletova sol raspada na kalijev klorid i atomski kisik.

Klorno vapno, ili vapno za bijeljenje, odustaje od svog kisika čak lakše nego Bertoletova sol. Vapno za izbjeljivanje koristi se za izbjeljivanje pamuka, lana, papira i drugih materijala. Klorid vapna također se koristi kao lijek protiv otrovnih tvari: otrovne tvari, kao i mnogi drugi složeni spojevi, uništavaju se pod utjecajem jakih oksidacijskih sredstava.

Oksidirajuća svojstva kisika, njegova sposobnost da se lako spaja s različitim elementima i snažno podržava izgaranje, razvijajući pritom visoku temperaturu, odavno privlače pozornost znanstvenika u različitim područjima znanosti. To je posebno zanimalo kemičare i metalurge. No uporaba kisika bila je ograničena jer nije postojao jednostavan i jeftin način dobivanja iz zraka i vode.

Kemičarima i metalurzima u pomoć su priskočili fizičari. Pronašli su vrlo prikladan način za izolaciju kisika iz zraka, a fizikalni kemičari naučili su ga dobiti u ogromnim količinama iz vode.

Ako pronađete grešku, označite dio teksta i kliknite Ctrl+Enter.

KISIK, O (kisik ), kemijski element PREKO podskupine periodnog sustava elemenata: O, S, Se, Te, Po član obitelji halkogena. Ovo je najčešći element u prirodi, njegov sadržaj u Zemljinoj atmosferi je 21% (vol.), u zemljinoj kori u obliku spojeva od cca. 50% (tež.) i u hidrosferi 88,8% (tež.). Kisik je neophodan za postojanje života na zemlji: životinje i biljke troše kisik tijekom disanja, a biljke oslobađaju kisik fotosintezom. Živa tvar sadrži vezani kisik ne samo u tjelesnim tekućinama (u krvnim stanicama i dr.), već i u ugljikohidratima (šećer, celuloza, škrob, glikogen), mastima i bjelančevinama. Gline, stijene, sastoje se od silikata i drugih anorganskih spojeva koji sadrže kisik kao što su oksidi, hidroksidi, karbonati, sulfati i nitrati.Povijesna referenca. Prve informacije o kisiku postale su poznate u Europi iz kineskih rukopisa iz 8. stoljeća. Početkom 16.st. Leonardo da Vinci objavio je podatke vezane uz kemiju kisika, još ne znajući da je kisik element. Reakcije dodavanja kisika opisane su u znanstvenim radovima S. Geilsa (1731.) i P. Bayena (1774.). Posebnu pozornost zaslužuju istraživanja K. Scheelea 1771.-1773. o međudjelovanju metala i fosfora s kisikom. J. Priestley izvijestio je o otkriću kisika kao elementa 1774. godine, nekoliko mjeseci nakon Bayenovog izvješća o reakcijama sa zrakom. Ime kisik ("kisik") pridan je ovom elementu ubrzo nakon što ga je otkrio Priestley i dolazi od grčkih riječi koje znače "proizvođač kiseline"; to je zbog pogrešnog mišljenja da je kisik prisutan u svim kiselinama. Objašnjenje uloge kisika u procesima disanja i gorenja pripada, međutim, A. Lavoisieru (1777).Građa atoma. Svaki atom kisika koji se nalazi u prirodi sadrži 8 protona u jezgri, ali broj neutrona može biti 8, 9 ili 10. Najčešći od tri izotopa kisika (99,76%) je 16 8 O (8 protona i 8 neutrona). Sadržaj drugog izotopa, 18 8 O (8 protona i 10 neutrona) je samo 0,2%. Ovaj se izotop koristi kao oznaka ili za identifikaciju određenih molekula, kao i za provođenje biokemijskih i medicinsko-kemijskih studija (metoda za proučavanje neradioaktivnih tragova). Treći neradioaktivni izotop kisika 17 8 O (0,04%) sadrži 9 neutrona i ima maseni broj 17. Nakon mase izotopa ugljika iz 1961. 12 6 C Međunarodna komisija prihvatila kao standardnu ​​atomsku masu, ponderirana prosječna atomska masa kisika postala je jednaka 15,9994. Do 1961. kemičari su smatrali da je standardna jedinica atomske mase atomska masa kisika, za koju se pretpostavlja da iznosi 16 000 za mješavinu tri prirodna izotopa kisika. Fizičari su uzeli maseni broj izotopa kisika kao standardnu ​​jedinicu atomske mase. 16 8 O , stoga je na fizičkoj ljestvici prosječna atomska masa kisika bila 16,0044 (vidi također ATOMSKA MASA) .

Atom kisika ima 8 elektrona, 2 elektrona su na unutarnjoj razini, a 6 elektrona je

– Vani. Stoga, u kemijskim reakcijama, kisik može prihvatiti do dva elektrona od donora, gradeći svoju vanjsku ljusku do 8 elektrona i stvarajući višak negativnog naboja (vidi također STRUKTURA ATOMA) . Molekularni kisik. Poput većine drugih elemenata, čiji atomi nemaju dovoljno elektrona da dovrše vanjsku ljusku od 8 elektrona 12 elektrona, kisik tvori dvoatomnu molekulu. Ovaj proces oslobađa puno energije (~ 490 kJ/mol) i, sukladno tome, ista količina energije mora se potrošiti za obrnuti proces disocijacije molekule na atome. Snaga veze OO tako visoko da je na 2300° Sa samo 1% molekula kisika koje se rastavljaju na atome. (Važno je napomenuti da kada se formira molekula dušika, N 2 čvrstoća veze NN je još veći, ~ 710 kJ/mol.) Elektronička struktura. U elektroničkoj strukturi molekule kisika, kao što se moglo očekivati, nije ostvarena raspodjela elektrona u oktetu oko svakog atoma, ali postoje nespareni elektroni, a kisik pokazuje svojstva tipična za takvu strukturu (na primjer, on interagira s magnetsko polje, jer je paramagnetsko).Reakcije. Pod odgovarajućim uvjetima, molekularni kisik reagira s gotovo svim elementima osim s plemenitim plinovima. Međutim, u sobnim uvjetima samo najaktivniji elementi dovoljno brzo reagiraju s kisikom. Vjerojatno se većina reakcija događa tek nakon disocijacije kisika na atome, a disocijacija se događa samo pri vrlo visokim temperaturama. Međutim, katalizatori ili druge tvari u sustavu koji reagira mogu pospješiti disocijaciju O2 . Poznato je da alkalijski (Li, Na, K) i zemnoalkalijski (Ca, Sr, Ba) metali reagiraju s molekulskim kisikomuz stvaranje peroksida:Prijem i prijava. Zbog prisutnosti slobodnog kisika u atmosferi, najučinkovitiji način izdvajanja je ukapljivanje zraka iz kojeg se uklanjaju nečistoće, CO 2 , prašina itd. kemijske i fizikalne metode. Ciklički proces uključuje kompresiju, hlađenje i ekspanziju, što dovodi do ukapljivanja zraka. Polaganim porastom temperature (metoda frakcijske destilacije) iz tekućeg zraka prvo isparavaju plemeniti plinovi (koje je najteže ukapljiti), zatim dušik, a ostaje tekući kisik. Kao rezultat toga, tekući kisik sadrži tragove plemenitih plinova i relativno veliki postotak dušika. Za mnoge primjene te nečistoće ne predstavljaju problem. Međutim, za dobivanje kisika posebne čistoće potrebno je ponoviti postupak destilacije (vidi također ZRAK). Kisik se skladišti u spremnicima i bocama. Koristi se u velikim količinama kao oksidans za kerozin i druga goriva u raketama i svemirskim letjelicama. Industrija čelika koristi plin kisik za propuhivanje rastaljenog željeza koristeći Bessemerovu metodu za brzo i učinkovito uklanjanje nečistoća C, S i P. Puhanjem kisika proizvodi se čelik brže i kvalitetnije nego mlazom zraka. Kisik se također koristi za zavarivanje i rezanje metala (oksi-acetilenski plamen). Kisik se također koristi u medicini, na primjer, za obogaćivanje dišnog okoliša pacijenata s poteškoćama u disanju. Kisik se može dobiti različitim kemijskim metodama, a neke od njih koriste se za dobivanje malih količina čistog kisika u laboratorijskoj praksi.Elektroliza. Jedan od načina dobivanja kisika je elektroliza vode koja sadrži male dodatke NaOH ili H 2 SO 4 kao katalizator: 2H 2 O® 2H 2 + O 2 . U tom slučaju nastaju male nečistoće vodika. Pomoću uređaja za pražnjenje tragovi vodika u plinskoj smjesi ponovno se pretvaraju u vodu, čije se pare uklanjaju smrzavanjem ili adsorpcijom.Toplinska disocijacija. Važna laboratorijska metoda za proizvodnju kisika, koju je predložio J. Priestley, je toplinska razgradnja oksida teških metala: 2HgO® 2Hg + O 2 . Da bi to učinio, Priestley je sunčeve zrake fokusirao na prah živinog oksida. Dobro poznata laboratorijska metoda je i toplinska disocijacija okso soli, na primjer kalijevog klorata u prisutnosti katalizatora - mangan dioksida:Mangan dioksid, dodan u malim količinama prije kalcinacije, omogućuje održavanje potrebne temperature i brzine disocijacije, a sam MnO 2 ne mijenja se tijekom procesa.

Koriste se i metode termičke razgradnje nitrata:

kao i peroksidi nekih aktivnih metala, na primjer: 2BaO 2 ® 2BaO + O 2 Potonja metoda je svojedobno bila naširoko korištena za ekstrakciju kisika iz atmosfere i sastojala se od zagrijavanja BaO u zraku dok se ne formira BaO 2 nakon čega slijedi toplinska razgradnja peroksida. Metoda toplinske razgradnje i dalje je važna za proizvodnju vodikovog peroksida.

NEKA FIZIKALNA SVOJSTVA KISIKA
Atomski broj 8
Atomska masa 15,9994
Talište, °C –218,4
Vrelište, °C –183,0
Gustoća
tvrdo, g/cm 3 (at t pl ) 1,27
tekućina g/cm 3 (at t kip) 1,14
plinovito, g/dm 3 (na 0°C) 1,429
zračni rođak 1,105
kritično a, g/cm 3 0,430
Kritična temperatura a, °S –118,8
Kritični tlak a, atm 49,7
Topivost, cm 3 /100 ml otapala
u vodi (0°C) 4,89
u vodi (100°C) 1,7
u alkoholu (25°C) 2,78
Polumjer, Å 0,74
kovalentni 0,66
ionski (O 2–) 1,40
Potencijal ionizacije, V
prvi 13,614
drugi 35,146
elektronegativnost ( F = 4) 3,5
A Temperatura i tlak pri kojima su gustoće plina i tekućine jednake.
Fizička svojstva. Kisik je u normalnim uvjetima plin bez boje, mirisa i okusa. Tekući kisik ima blijedoplavu boju. Čvrsti kisik postoji u najmanje tri kristalne modifikacije. Plinoviti kisik topiv je u vodi i vjerojatno tvori slabe spojeve O-tipa 2 H H 2 O, i moguće O 2 H 2 H 2 O. Kemijska svojstva. Kao što je već spomenuto, kemijska aktivnost kisika određena je njegovom sposobnošću da disocira na atome O , koji se odlikuju visokom reaktivnošću. Samo najaktivniji metali i minerali reagiraju s O2 velikom brzinom pri niskim temperaturama. Najaktivniji alkalijski (IA podskupine) i neki zemnoalkalijski (IIA podskupine) metali nastaju s O2 peroksidi poput NaO 2 i BaO 2 . Ostali elementi i spojevi reagiraju samo s produktom disocijacije O2 . Pod odgovarajućim uvjetima, svi elementi, osim plemenitih plinova i metala Pt, Ag, Au, reagiraju s kisikom. Ovi metali također tvore okside, ali pod posebnim uvjetima.

Elektronska struktura kisika (1s

 2 2s 2 2p 4 ) je takav da atom O prihvaća dva elektrona u vanjsku razinu kako bi formirala stabilnu vanjsku elektronsku ljusku, tvoreći ion O2 . U oksidima alkalnih metala stvaraju se pretežno ionske veze. Može se pretpostaviti da su elektroni ovih metala gotovo u potpunosti privučeni kisiku. U oksidima manje aktivnih metala i nemetala prijenos elektrona je nepotpun, a gustoća negativnog naboja na kisiku je manje izražena, pa je veza manje ionska ili više kovalentna.Kada se metali oksidiraju s kisikom, oslobađa se toplina čija je veličina u korelaciji sa snagom veze MO . Pri oksidaciji nekih nemetala dolazi do apsorpcije topline, što ukazuje na njihovu slabiju vezu s kisikom. Takvi oksidi su toplinski nestabilni (ili manje stabilni od oksida s ionskim vezama) i često su vrlo reaktivni. Tablica prikazuje za usporedbu vrijednosti entalpija stvaranja oksida najtipičnijih metala, prijelaznih metala i nemetala, elemenata A- i B -podskupine (znak minus označava oslobađanje topline).
Reakcije Entalpija stvaranja, kJ/mol
4Na + O 2 ® 2Na 2 O a
2Mg + O 2 ® 2MgO
4Al + 3O 2 ® 2Al 2 O 3
Si + O 2 ® SiO 2
4P + 5O 2 ® P 4 O 10
S + O 2 ® SO 2
2Cl 2 + 7O 2 ® 2Cl 2 O 7
2Hg + O 2 ® 2HgO
2Cr + 3O 2 ® 2CrO 3
3Fe + 2O 2 ® Fe 3 O 4
a U normalnim uvjetima, obrazovanje je poželjno Na 2 O 2 .
O svojstvima oksida može se izvući nekoliko općih zaključaka:

1. Temperature taljenja oksida alkalijskih metala opadaju s povećanjem atomskog polumjera metala; Tako,

t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O) . Oksidi u kojima prevladava ionska veza imaju viša tališta od tališta kovalentnih oksida: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2). 2. Oksidi reaktivnih metala (IAIIIA podskupine) toplinski su stabilniji od oksida prijelaznih metala i nemetala. Oksidi teških metala u najvišem stupnju oksidacije toplinskom disocijacijom stvaraju okside s nižim stupnjem oksidacije (npr. 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5 O 2 ® 2Hg 0 + O 2 ). Takvi oksidi u visokim stupnjevima oksidacije mogu biti dobra oksidacijska sredstva.3. Najaktivniji metali reagiraju s molekularnim kisikom na povišenim temperaturama pri čemu nastaju peroksidi: Sr + O 2 ® SrO 2 . 4. Oksidi aktivnih metala tvore bezbojne otopine, dok su oksidi većine prijelaznih metala obojeni i praktički netopljivi. Vodene otopine metalnih oksida pokazuju bazična svojstva i sadrže hidrokside OH -skupine, a oksidi nemetala u vodenim otopinama tvore kiseline koje sadrže ion H+. 5. Metali i nemetali A-podskupina tvore okside s oksidacijskim stanjem koje odgovara broju skupine, na primjer Na, Be i B čine Na 1 2 O, Be II O i B 2 III O 3 , a nemetali IVAVIIA podskupine C, N, S, Cl formiraju CIV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Broj skupine elementa korelira samo s maksimalnim oksidacijskim stupnjem, jer su mogući oksidi s nižim oksidacijskim stupnjem elemenata. U procesima izgaranja spojeva tipični produkti su oksidi, na primjer: 2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O Kada se lagano zagriju, tvari koje sadrže ugljik i ugljikovodici oksidiraju (izgaraju) na CO2 i H2O . Primjeri takvih tvari su ogrjevno drvo, ulje, alkoholi(i također ugljik ugljen, koks i drveni ugljen) . Toplina iz procesa izgaranja koristi se za proizvodnju pare (a zatim električne energije ili ide u elektrane), kao i za grijanje kuća. Tipične jednadžbe za procese izgaranja su:

a) drvo (celuloza):

(C6H10O5) n + 6n O2® 6n CO2+5 n H 2O + toplinska energija

b) ulje ili plin (benzin C

 8H 18 ili prirodni plin CH 4):

2C 8 H 18 + 25 O 2

® 16CO 2 + 18H 2 O + toplinska energija CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + toplinska energija C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + Termalna energija

d) ugljik (ugljen ili drveni ugljen, koks):

 2C + O2® 2CO + toplinska energija 2CO + O 2 ® 2CO 2 + toplinska energija

Određeni broj spojeva koji sadrže C-, H-, N-, O s velikom rezervom energije također su podložni izgaranju. Kisik za oksidaciju može se koristiti ne samo iz atmosfere (kao u prethodnim reakcijama), već i iz same tvari. Za pokretanje reakcije dovoljna je mala aktivacija reakcije, poput udarca ili trešnje. U tim reakcijama produkti izgaranja također su oksidi, ali svi su plinoviti i brzo se šire na visokoj konačnoj temperaturi procesa. Stoga su takve tvari eksplozivne. Primjeri eksploziva uključuju trinitroglicerin (ili nitroglicerin) C

 3H5 (NO3) 3 i trinitrotoluen (ili TNT) C 7H5 (NO2)3. Vidi također KEMIJSKO I BIOLOŠKO ORUŽJE.

Oksidi metala ili nemetala s nižim oksidacijskim stupnjem elementa reagiraju s kisikom pri čemu nastaju oksidi s visokim oksidacijskim stupnjem tog elementa:

Prirodni oksidi, dobiveni iz ruda ili sintetizirani, služe kao sirovine za proizvodnju mnogih važnih metala, na primjer, željeza iz Fe 2 O 3 (hematit) i Fe 3 O 4 (magnetit), aluminij iz Al 2 O 3 (aluminij), magnezij iz MgO (magnezij). Oksidi lakih metala koriste se u kemijskoj industriji za proizvodnju lužina ili baza. Kalijev peroksid KO 2 ima neobičnu primjenu jer u prisutnosti vlage i kao rezultat reakcije s njom oslobađa kisik. Stoga K.O. 2 koristi se u respiratorima za proizvodnju kisika. Vlaga iz izdahnutog zraka oslobađa kisik u respiratoru, a KOH apsorbira CO 2 . Dobivanje CaO oksida i kalcijevog hidroksida Ca(OH) 2 velika proizvodnja u tehnologiji keramike i cementa.Voda (vodikov oksid). Važnost H2 vode O i u laboratorijskoj praksi za kemijske reakcije i u vitalnim procesima zahtijeva posebno razmatranje ove tvari (vidi također VODIK; VODA, LED I PARA). Kao što je već spomenuto, tijekom izravne interakcije kisika i vodika pod uvjetima, na primjer, iskre, dolazi do eksplozije i stvaranja vode, a 143 kJ/(mol H 2 O). Molekula vode ima gotovo tetraedarsku strukturu, kut HOH je 104° 30 u . Veze u molekuli su djelomično ionske (30%) i djelomično kovalentne s visokom gustoćom negativnog naboja na kisiku i, sukladno tome, pozitivnih naboja na vodiku:Zbog velike čvrstoće veza HO Vodik se teško odvaja od kisika, a voda pokazuje vrlo slaba kisela svojstva. Mnoga svojstva vode određena su raspodjelom naboja. Na primjer, molekula vode tvori hidrat s metalnim ionom:Voda donira jedan elektronski par akceptoru koji može biti H+: Molekule vode se međusobno povezuju u velike agregate ( H2O) x slabe vodikove veze (energija veze~ 21 kJ) Voda u takvom sustavu vodikovih veza prolazi kroz vrlo slabu disocijaciju, dostižući koncentraciju od 10 7 mol/l. Očito, cijepanje veze, prikazano u uglatim zagradama, rezultira stvaranjem hidroksidnog iona OH i hidronijev ion H3O+: Vodikov peroksid. Još jedan spoj koji se sastoji samo od vodika i kisika, je vodikov peroksid H2O2 . Naziv "peroksid" usvojen je za spojeve koji sadrže vezu OO . Vodikov peroksid ima strukturu asimetrično savijenog lanca:Vodikov peroksid nastaje reakcijom metalnog peroksida s kiselinom BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2 ili razgradnjom peroksodisumporne kiseline H2S2O8 , koji se dobiva elektrolitički:Koncentrirana otopina H2O2 može se dobiti posebnim metodama destilacije. Vodikov peroksid se koristi kao oksidans u raketnim motorima. Razrijeđene otopine peroksida služe kao antiseptici, izbjeljivači i blaga oksidacijska sredstva. H2O2 dodaje se mnogim kiselinama i oksidima da bi se proizveli spojevi slični hidratima. U prisutnosti jakog oksidirajućeg sredstva (kao što je MnO 2 ili MnO 4 ) H 2 O 2 oksidira, oslobađajući kisik i vodu.Oksoanioni i oksokacije čestice koje sadrže kisik i imaju zaostali negativni (oksoanioni) ili zaostali pozitivni (oksokacije) naboj. I on O2 ima visok afinitet(visoka reaktivnost) na pozitivno nabijene čestice kao npr H+ . Najjednostavniji predstavnik stabilnih oksoaniona je hidroksidni ion OH . To objašnjava nestabilnost atoma s velikom gustoćom naboja i njihovu djelomičnu stabilizaciju kao rezultat dodavanja čestice s pozitivnim nabojem. Stoga, kad aktivni metal (ili njegov oksid) djeluje na vodu, ona nastaje OH , ne O 2: ® 2Na + + 2OH + H 2 ili ® 2Na + + 2OH Složeniji oksoanioni nastaju iz kisika s metalnim ionom ili nemetalnom česticom koja ima veliki pozitivni naboj, što rezultira česticom niskog naboja koja je stabilnija, na primjer:Ozon. Osim atomskog kisika O i dvoatomne molekule O2 postoji i treći oblik kisika ozona O 3 koji sadrži tri atom kisika. Sva tri oblika su alotropske modifikacije. Ozon nastaje prolaskom tihog električnog pražnjenja kroz suhi kisik: 3O 2 2O 3 . U tom slučaju nastaje nekoliko postotaka ozona. Reakcija je katalizirana metalnim ionima. Ozon ima oštar, opor miris koji se može osjetiti u blizini električnih strojeva koji rade ili u blizini atmosferskog električnog pražnjenja. Plin je plavkaste boje i kondenzira se na 112° C u tamnoplavu tekućinu, a na 193° Nastaje tamnoljubičasta kruta faza. Tekući ozon slabo je topiv u tekućem kisiku, au 100 g vode pri 0° C otapa 49 cm 3 O 3 . Što se tiče kemijskih svojstava, ozon je mnogo aktivniji od kisika, a po oksidacijskim svojstvima nalazi se odmah iza O i F. 2 i OD 2 (kisikov difluorid). Konvencionalna oksidacija proizvodi oksid i molekularni kisik O2 . Kad ozon pod posebnim uvjetima djeluje na aktivne metale, ozonidira sastavom K + O 3 . Ozon se industrijski proizvodi za posebne namjene, dobar je dezinficijens, koristi se za pročišćavanje vode i kao izbjeljivač, poboljšava stanje atmosfere u zatvorenim sustavima, dezinficira predmete i hranu, ubrzava sazrijevanje žitarica i plodova. U kemijskom laboratoriju, ozonizator se često koristi za proizvodnju ozona, koji je neophodan za neke metode kemijske analize i sinteze. Guma se lako uništava čak i kada je izložena niskim koncentracijama ozona. U nekim industrijskim gradovima značajne koncentracije ozona u zraku dovode do brzog kvarenja gumenih proizvoda ako nisu zaštićeni antioksidansima. Ozon je vrlo otrovan. Konstantno udisanje zraka, čak i s vrlo niskim koncentracijama ozona, uzrokuje glavobolju, mučninu i druga neugodna stanja.KNJIŽEVNOST Razumovsky S.D. Elementarni oblici i svojstva kisika. M., 1979
Termodinamička svojstva kisika. M., 1981

Kisik je najrasprostranjeniji kemijski element na planetu. Njegov maseni udio u zemljinoj kori je 47,3%, njegov volumni udio u atmosferi je 20,95%, a njegov maseni udio u živim organizmima je oko 65%. Što je to plin i koja fizikalna i kemijska svojstva ima kisik?

Kisik: opće informacije

Kisik je nemetal koji u normalnim uvjetima nema boju, okus ni miris.

Riža. 1. Formula kisika.

U gotovo svim spojevima, osim spojeva s fluorom i peroksidima, pokazuje stalnu valenciju II i oksidacijsko stanje -2. Atom kisika nema pobuđenih stanja, budući da u drugoj vanjskoj razini nema slobodnih orbitala. Kao jednostavna tvar, kisik postoji u obliku dvije alotropske modifikacije - plinoviti kisik O 2 i ozon O 3.

Pod određenim uvjetima kisik može biti u tekućem ili krutom stanju. Za razliku od plina, imaju boju: tekućina je svijetloplava, a čvrsti kisik ima svijetloplavu nijansu.

Riža. 2. Čvrsti kisik.

Kisik se u industriji dobiva ukapljivanjem zraka uz naknadno odvajanje dušika zbog njegovog isparavanja (postoji razlika u vrelištu: -183 stupnja za tekući kisik i -196 stupnjeva za tekući dušik).

Kemijska svojstva interakcije kisika

Kisik je aktivni nemetal. Kisik je sposoban reagirati sa svim elementima osim neonom, helijem i argonom. Obično su reakcije ovog plina s drugim tvarima egzotermne. Proces oksidacije, koji se odvija uz istovremeno oslobađanje energije u obliku topline i svjetlosti, naziva se izgaranje. Korištenje organskih spojeva, posebice alkana, kao goriva vrlo je važno, budući da reakcija izgaranja slobodnih radikala oslobađa veliku količinu topline:

CH4 +2O2 = CO2 +2H2O +880 kJ.

Kisik obično reagira s nemetalima kada se zagrijava, stvarajući oksid. Dakle, reakcija s dušikom počinje tek na temperaturama iznad 1200 stupnjeva ili u električnom pražnjenju:

Kisik također reagira s metalima:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (kao rezultat reakcije nastaje spoj - željezni oksid)

U prirodi postoji još jači oksidans od kisika, a to je ozon. Sposoban je oksidirati zlato i platinu. U prirodnim uvjetima, ozon nastaje iz atmosferskog kisika tijekom pražnjenja groma, au laboratoriju - prolaskom električnog pražnjenja kroz kisik: 3O 2 = 2O 3 – 285 kJ (endotermna reakcija)

Riža. 3. Ozon.

Najznačajniji spoj kisika je voda. Oko 71% zemljine površine zauzima voda. Kutne molekule vode su polarne, svaka od njih tvori četiri vodikove veze: dvije kao donor protona i dvije kao akceptor protona. Nastaju asocijati (H 2 O)x, gdje x varira od 2 do 5. Dimeri (H 2 O)2 prisutni su u vodenoj pari, au kondenziranim fazama molekula vode može biti u tetraedarskom okruženju četiri druge molekule. da molekule vode nisu povezane, tada njezino vrelište ne bi bilo 100 stupnjeva, već oko 80 stupnjeva.. Ukupno primljenih ocjena: 120.
Slučajni članci

Gore