Što je kisik? Kisik spojevi

Kisik (O) je nemetalni kemijski element skupine 16 (VIa) periodičkog stanja. To je bezbojan, bez okusa i bez mirisa koji je potreban za žive organizme - životinje koje ga pretvaraju ugljični dioksid, i biljke koje koriste CO₂

Povijest otkrića

Švedski kemičar Karl Wilhelm Scheele 1772. godine prvi je pokazao što je kisik, dobivajući ga zagrijavanjem nitrata kalija, oksida živa, kao i mnoge druge tvari. Neovisno o njemu u 1774., engleski kemičar Joseph Priestley otkrio kemijski element toplinskom razgradnjom živinog oksida i objavio svoja otkrića u istoj godini, tri godine prije Scheele objavljivanja. U godinama 1775-1780 je francuski kemičar Antoine Lavoisier tumači ulogu kisika u dahu i gori, odbacujući teoriju flogiston, prihvaćeni u to vrijeme. Opaženo je zbog svoje sklonosti da se dobije kiselina u kombinaciji s različitim tvarima i naziva kisikova elementa, koji je u grčkog znači „generira kiselinu”.

rasprostranjenost

Što je kisik? Izrađujući 46% mase zemljane kore, to je najčešći element zemljane kore. Količina kisika u atmosferi je 21% volumena i po masi u morskoj vodi 89%.

U stijenama elementa u kombinaciji s metalima i nemetala kao oksidi koji su kisele (npr, sumpor, ugljik, aluminij i fosfor) ili bazičnom (kalcij, magnezij i željezo), kao i sol nalik spojevi koji se mogu smatrati nastao od kiseline i bazične okside kao sulfati, karbonati, silikati, fosfati i aluminata. Iako su brojni, ali oni krutine ne mogu služiti kao izvori kisika, budući da je prekid veze između elementa i metalnih atoma previše energetski intenzivan.

Značajke

Ako je temperatura kisika ispod -183 ° C, ona postaje blijedoplava tekućina, a na -218 ° C postaje čvrsta. Čisti O₂ 1,1 puta teže od zraka.

Tijekom disanja životinje i neke bakterije troše kisik iz atmosfere i reciklirati ugljični dioksid, dok je u zelenom biljaka fotosinteze u prisutnosti sunca apsorbiraju ugljični dioksid i oslobađanje slobodne kisika. Gotovo svi O₂ u atmosferi nastaje kao rezultat fotosinteze.

Pri 20 ° C, približno 3 volumena kisika otapa se u 100 dijelova svježe vode, nešto manje u morskoj vodi. To je nužno za disanje ribe i drugih morskih života.

Prirodni kisik je smjesa tri stabilna izotopa: ¹⁶O (99,759%), ¹⁷O (0,037%) i ¹⁸O (0,204%). Poznato je nekoliko umjetno dobivenih radioaktivnih izotopa. Najduži od njih je ¹⁵O (s poluživotom od 124 s), koji se koristi za proučavanje disanja kod sisavaca.

allotrope

Jasna ideja o tome što je kisik, možete dobiti dva od njegovih allotropnih oblika, diatomska (O₂) i triatomskog (O₃, ozon). Svojstva diatomskog oblika upućuju na to da šest elektrona vežu atome i dva ostaju nespareni, uzrokujući paramagnetizam kisika. Tri atoma u molekuli ozona ne nalaze se na istoj ravnoj liniji.

Ozon se može dobiti u skladu s jednadžbom: 3O₂ → 2O₃.

Proces je endoterman (zahtijeva potrošnju energije) - pretvaranje ozona natrag u diatomski kisik olakšava prisutnost prijelaznih metala ili njihovih oksida. Čisti kisik pretvori se u ozon pod utjecajem žarka električnog pražnjenja. Reakcija se također javlja kad se ultraljubičasto zračenje apsorbira valnoj duljini od oko 250 nm. Pojava ovog procesa u gornjim slojevima atmosfere eliminira radijaciju koja bi mogla oštetiti život na površini Zemlje. Miris ozona prisutan je u zatvorenim prostorima s pjenušavom električnom opremom, poput generatora. Ovo je svijetlo-plavi plin. Njegova gustoća je 1.658 puta veća od one zraka i ima točku vrenja od -112 ° C pri atmosferskom tlaku.

Ozon - jak oksidator, sposoban za pretvaranje sumpornog dioksida trioksid sulfida u sulfat, jodid, joda (analitički postupak za dobivanje svoju procjenu), kao i mnogi sadržavaju kisik organske tvari kao što su derivati ​​aldehida i kiseline. Konverzija ugljikovodika s ozona iz automobilske ispušnih plinova u ovih kiselina i aldehida je uzrok smog. U industriji, ozon se koristi kao reaktant, kemijski dezinfekcijskog sredstva za tretiranje otpadnih voda, pročišćavanje vode i izbjeljivanje tkanina.

Metode dobivanja

Način na koji se stvara kisik ovisi o količini potrebnog plina. Laboratorijske metode su kako slijedi:

1. Termalna razgradnja nekih soli, poput kalij klorata ili kalijevog nitrata:

• 2KClO₃ 2KCl + 30₂.
• 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂.

Razgradnja kalijevog klorata katalizirana je oksidima prijelaznog metala. Za ovo, mangan dioksid (piroluzit, MnO₂). Katalizator smanjuje potrebnu temperaturu za oslobađanje kisika od 400 do 250 ° C

2. Razgradnja metalnih oksida pod utjecajem temperature:

• 2HgO → 2Hg + O₂.
• 2Ag₂O → 4Ag + O₂.

Scheele i Priestley koriste spoj (oksid) kisika i žive (II) da bi se dobio taj kemijski element.

3. Termička razgradnja metalnih peroksida ili vodikovog peroksida:

• 2BaO + 0₂ → 2BaO₂.
• 2BaO₂ → 2BaO + O₂.
• BaO₂ + H₂SO₄ → H₂O₂ + BaSO₄.
• 2H₂O₂ 2H₂O + O_2.

Prve industrijske metode odvajanja kisika iz atmosfere ili za proizvodnju vodikovog peroksida ovise o formiranju barijevog peroksida iz oksida.

4. Elektroliza vode s malim nečistoćama soli ili kiselina, koje osiguravaju vodljivost električne struje:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Industrijska proizvodnja

Ako je potrebno dobiti velike količine kisika, koristi se frakcijska destilacija tekućeg zraka. Od glavnih sastojaka zraka, ima najvišu točku vrenja i stoga je manje hlapljiv od dušika i argona. Tijekom procesa, hlađenje plina se koristi dok se širi. Glavni koraci operacije su sljedeći:

• zrak se filtrira radi uklanjanja krutih tvari;
• vlaga i ugljični dioksid uklanjaju se apsorpcijom u alkaliju;
• zrak se komprimira, a toplina kompresije se ukloni uobičajenim postupcima hlađenja;
• onda ulazi u zavojnicu u komori;
• dio komprimiranog plina (pri tlaku od oko 200 atm) se širi u komori, hlađenje zavojnice;
• ekspandirani plin se vraća u kompresor i prolazi nekoliko stupnjeva naknadnog širenja i kompresije, tako da na -196 ° C zrak postaje tekući;
• tekućina se zagrijava da se destiliraju prvi inertni plinovi, a zatim dušik, a tekući kisik ostaje. Višestruko frakcioniranje proizvodi proizvod koji je prilično čist (99,5%) za većinu industrijskih namjena.

Koristite u industriji

Metalurgija je najveći potrošač čistog kisika za proizvodnju visoko ugljičnog čelika: oslobađanje od ugljičnog dioksida i drugih nečistoća ne-metala brže je i lakše nego što se koristi zrakom.

Obrada otpadnih voda s kisikom je obećavajuća za učinkovitije postupanje s tekućim otpadom nego u drugim kemijskim procesima. Spaljivanje otpada u zatvorenim sustavima pomoću čistog O₂.

Takozvani oksidator rakete je tekući kisik. Čisti O₂ Upotrebljava se na podmornicama i u ronilačkim zvonima.

U kemijskoj industriji, kisik zamjenjuje konvencionalni zrak u proizvodnji tvari kao što su acetilen, etilen oksid i metanol. Medicinske primjene uključuju uporabu plina u komorama za kisik, inhalatorima i inkubatorima za djecu. Plinoviti anestetik obogaćen kisikom pruža podršku za život tijekom opće anestezije. Bez tog kemijskog elementa ne može postojati niz industrijskih grana koje koriste peći za taljenje. To je ono što je kisik.

Kemijska svojstva i reakcije

Velike vrijednosti elektronegativnosti i elektronskog afiniteta kisika su tipične za elemente koji pokazuju nemetalna svojstva. Svi spojevi kisika imaju negativno stanje oksidacije. Kada su dva orbita ispunjena elektronom, O^2-. U peroksidima (O₂^2-) pretpostavlja se da svaki atom ima naboj od -1. Ovo svojstvo je uzeti elektrone punim ili djelomičnim prijenosom i određuje oksidacijsko sredstvo. Kada takav agens reagira s donorom elektronske tvari, njezino stanje oksidacije se smanjuje. Promjena (smanjenje) u stanju oksidacije kisika od nula do -2 naziva se oporavak.

U normalnim uvjetima, element tvori diatomske i triatomske spojeve. Osim toga, postoje izuzetno nestabilne molekule tetrahalogena. U diatomskom obliku, dva nepovezana elektrona nalaze se na ne-vezujućim orbitalima. To potvrđuje paramagnetsko ponašanje plina.

Intenzivna reaktivnost ozona ponekad je objašnjena pretpostavkom da je jedan od tri atoma u "atomskom" stanju. Kada reagira, ovaj atom disocira od O₃, ostavljajući molekularni kisik.

Molekula O₂ pri normalnim temperaturama i okolnim tlakovima lagano reagira. Atomski kisik je mnogo aktivniji. Energija disocijacije (O₂ → 20) je značajan i iznosi 117,2 kcal po molu.

veze

S nemetalima kao što su vodik, ugljik i sumpor, kisik tvori veliki raspon kovalentno vezanih spojeva, među kojima su nemetalni oksidi kao što je voda (H₂O), sumporni dioksid (SO₂) i ugljični dioksid (CO₂) - organski spojevi kao što su alkoholi, aldehidi i karboksilne kiseline - zajedničke kiseline, kao što je ugljik (H₂CO₃), sumporna (H₂SO₄) i dušične (HNO₃) i odgovarajuće soli, kao što je natrijev sulfat (Na₂SO₄), natrijev karbonat (Na₂CO₃) i natrij nitrat (NaNO₃). Kisik je prisutan kao O^2- u kristalnoj strukturi krutih metalnih oksida, kao što je spoj (oksid) kisika i kalcij CaO. Metalni superoksid (CO₂) sadrži O₂^- , dok su metalni peroksidi (BaO₂), sadrže ion O₂^2-. Kiseli spojevi općenito imaju oksidacijsko stanje od -2.

Osnovni svojstva

Konačno, navodimo glavna svojstva kisika:

• Elektronička konfiguracija: 1s²2s²2p⁴.
• Atomski broj: 8.
• Atomska težina: 15,9994.
• Točka vrelišta: -183,0 ° C.
• Talište: -218,4 ° C.
• Gustoća (ako je tlak kisika 1 atm na 0 ° C): 1.429 g / l.
• Oksidacijska stanja: -1, -2, +2 (u spojevima s fluorom).