OPREDELITEV
kisik– element druge periode VIA skupine periodnega sistema kemijskih elementov 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 atoma kisika je 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 značilna manifestacija pojava alotropije - obstoja v obliki več preprostih snovi - alotropskih modifikacij. 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. Značilnost številnih reakcij spojine s kisikom je sproščanje velikih količin toplote in svetlobe. 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 kompleksnimi anorganskimi snovmi. 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);
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (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 višjim oksidacijskim stanjem:
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 v tem primeru možne tudi reakcije nepopolne ali katalitične oksidacije, produkti reakcije so 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% prostornine. 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 razgradnji 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:
Po reakcijski enačbi n(HgO):n(O 2) = 2:1 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: |
Krt.Atom kisika ima 8 elektronov, 2 elektrona sta na notranji ravni in 6 elektronov
na zunanji strani. Zato lahko v kemijskih reakcijah kisik sprejme do dva elektrona od donorjev, zgradi svojo zunanjo lupino do 8 elektronov in tvori presežek negativnega naboja. (Poglej tudi ATOMSKA STRUKTURA) . Molekularni kisik. Tako kot večina drugih elementov, katerih atomi nimajo dovolj elektronov, da bi dokončali zunanjo lupino 8 elektronov 12 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. Trdnost vezi OO tako visoko, da pri 2300° Samo 1 % molekul kisika disociira na atome. (Omeniti velja, da ko nastane molekula dušika, N 2 moč vezi NN je še višji, ~ 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 pogojih le najbolj aktivni elementi reagirajo s kisikom dovolj hitro. 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 spodbujajo disociacijo O2 . Znano je, da alkalijske (Li, Na, K) in zemeljsko alkalijske (Ca, Sr, Ba) kovine reagirajo z molekularnim kisikom.s tvorbo peroksidov:Prejem in prijava. Zaradi prisotnosti prostega kisika v ozračju je najučinkovitejši način pridobivanja le-tega z utekočinjenjem 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. Za pridobitev kisika posebne čistosti pa je treba postopek destilacije ponoviti (Poglej tudi ZRAK). 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 kisik za vpihovanje staljenega železa z uporabo Bessemerjeve metode za hitro in učinkovito odstranjevanje nečistoč C, S in P. Pihanje s kisikom proizvaja 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 z različnimi kemičnimi metodami, nekatere pa se uporabljajo za pridobivanje majhnih količin čistega kisika v laboratorijski praksi.elektroliza. Eden od načinov pridobivanja kisika je elektroliza vode z majhnimi dodatki NaOH ali H 2 SO 4 kot katalizator: 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 . Da bi to naredil, je Priestley usmeril sončne žarke na 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 kalcinacijo, omogoča vzdrževanje zahtevane temperature in stopnje disociacije ter sam MnO 2 se med postopkom ne spremeni.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 široko uporabljena za pridobivanje kisika iz ozračja in je obsegala segrevanje BaO v zraku, dokler ni nastal BaO 2
sledi 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/cm 3 | 0,430 |
| Kritična temperatura a, °С | –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. | |
Elektronska zgradba kisika (1s
2 2s 2 2p 4 ) je tako, da atom O sprejme dva elektrona v zunanjo raven, da tvori stabilno zunanjo elektronsko lupino in tvori ion O2 . 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 MO . 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. Tabela za primerjavo prikazuje vrednosti entalpij tvorbe oksidov najbolj tipičnih kovin, prehodnih kovin in nekovin, elementov A- in B -podskupine (znak minus pomeni sproščanje toplote).| Reakcije | Entalpija tvorbe, 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 V normalnih razmerah je prednostna izobrazba Na 2 O 2 . | |
1. Temperature taljenja oksidov alkalijskih kovin se z naraščanjem atomskega radija kovine znižujejo; Torej,
t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O) . Oksidi, v katerih prevladuje ionska vez, imajo višja tališča kot tališča kovalentnih oksidov: t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2). 2. Oksidi reaktivnih kovin (IAIIIA podskupine) so toplotno stabilnejši od oksidov prehodnih kovin in nekovin. Oksidi težkih kovin v najvišjem oksidacijskem stanju 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 vsebujejo hidrokside OH -skupine, nekovinski oksidi pa v vodnih raztopinah tvorijo kisline, ki vsebujejo ion H+. 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 nekovine IVAVIIA podskupine C, N, S, Cl tvorijo CIV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Številka skupine elementa je v korelaciji samo z najvišjo stopnjo oksidacije, saj so možni oksidi z nižjimi stopnjami oksidacije elementov. V procesih zgorevanja spojin so tipični produkti oksidi, na primer: 2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O Pri rahlem segrevanju snovi, ki vsebujejo ogljik, in ogljikovodiki oksidirajo (zgorijo). CO 2 in H 2 O . Primeri takšnih snovi so les za kurjavo, olje, alkoholi(in tudi ogljik premog, koks in oglje) . Toplota iz procesa zgorevanja 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 O2® 6n CO2+5 n H 2O + toplotna energijab) 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 + termalna energijad) ogljik (premog ali oglje, koks):
2C + O 2® 2CO + toplotna energija 2CO + O 2 ® 2CO 2 + toplotna energijaZgorevanju 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. Primeri eksplozivov vključujejo trinitroglicerin (ali nitroglicerin) C
3 H 5 (NO 3) 3 in trinitrotoluen (ali TNT) C 7H5(NO2)3. Glej tudi KEMIČNO IN BIOLOŠKO OROŽJE.Oksidi kovin ali nekovin z nižjimi oksidacijskimi stopnjami elementa reagirajo s kisikom in tvorijo okside z visokimi oksidacijskimi stopnjami 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), aluminij iz Al 2 O 3 (aluminijev oksid), magnezij iz MgO (magnezijev oksid). Oksidi lahkih kovin se uporabljajo v kemični industriji za proizvodnjo alkalij ali baz. Kalijev peroksid KO 2
ima nenavadno uporabo, saj ob prisotnosti vlage in kot posledica reakcije z njo sprošča kisik. Zato K.O. 2
uporablja se v respiratorjih za proizvodnjo kisika. Vlaga iz izdihanega zraka sprošča kisik v respiratorju, KOH pa absorbira CO 2
. Priprava CaO oksida in kalcijevega hidroksida Ca(OH) 2
velika proizvodnja v keramični in cementni tehnologiji.Voda (vodikov oksid).
Pomen vode H2 O tako v laboratorijski praksi za kemijske reakcije kot v vitalnih procesih zahteva posebno obravnavo te snovi (Poglej tudi VODIK; 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 ter 143 kJ/(mol H 2 O). Molekula vode ima skoraj tetraedrsko strukturo, kot HOH je 104° 30 ў . 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 visoke trdnosti vezi HO Vodik je težko ločiti od kisika in voda ima zelo šibke kisle lastnosti. Številne lastnosti vode določa porazdelitev nabojev. Na primer, molekula vode tvori hidrat s kovinskim ionom:Voda odda en elektronski par akceptorju, kar je lahko H+: Molekule vode se povezujejo v velike agregate ( H2O) x
šibke vodikove vezi (energija vezi~ 21 kJ) 
Voda v takem sistemu vodikovih vezi je podvržena disociaciji v zelo šibki meri in doseže koncentracijo 10 7 mol/l. Očitno je, da cepitev vezi, prikazana v oglatih oklepajih, povzroči nastanek hidroksidnega iona OH in hidronijevim ionom H3O+: 
Vodikov peroksid.
Druga spojina, sestavljena samo iz vodika in kisika,
je vodikov peroksid H2O2 . Ime "peroksid" je sprejeto za spojine, ki vsebujejo vez OO . Vodikov peroksid ima strukturo asimetrično upognjene verige:Vodikov peroksid nastane z reakcijo kovinskega peroksida s kislino BaO 2 + H 2 SO 4 ® BaSO 4 + H 2 O 2 ali z razgradnjo peroksodižveplove kisline H2S2O8 , ki se pridobiva elektrolitsko:
Koncentrirana raztopina H2O2 lahko pridobimo s posebnimi metodami destilacije. Vodikov peroksid se uporablja kot oksidant v raketnih motorjih. Raztopine razredčenega peroksida služijo kot antiseptiki, belila in blagi oksidanti. H2O2 dodan mnogim kislinam in oksidom, da nastanejo spojine, podobne hidratom. V prisotnosti močnega oksidanta (kot je MnO 2 ali MnO 4 ) H 2 O 2 oksidira, sprošča kisik in vodo.Oksoanioni in oksokacije
delci, ki vsebujejo kisik, s preostalim negativnim (oksoanioni) ali preostalim pozitivnim (oksokacije) nabojem. In je O2 ima visoko afiniteto(visoka reaktivnost) na pozitivno nabite delce, kot npr 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. Zato, ko aktivna kovina (ali njen oksid) deluje na vodo, nastane OH, ne O 2: ® 2Na + + 2OH + H 2 ali ® 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:
Ozon. Poleg atomskega kisika O in dvoatomska molekula O2 obstaja še tretja oblika kisika ozona O 3, ki vsebuje tri atomi kisika. Vse tri oblike so alotropske modifikacije. Ozon nastane s prehajanjem tihe električne razelektritve skozi suh kisik: 3O 2 2O 3 . Pri tem nastane več odstotkov ozona. Reakcijo katalizirajo kovinski ioni. Ozon ima oster, oster vonj, ki ga je mogoče zaznati v bližini delujočih električnih strojev ali v bližini atmosferske električne razelektritve. Plin je modrikaste barve in kondenzira pri 112°
C v temno modro tekočino in pri 193°
Nastane temno vijolična trdna faza. Tekoči ozon je rahlo topen v tekočem kisiku in v 100 g vode pri 0°
C raztopi 49 cm 3 O 3 . Glede kemijskih lastnosti je ozon veliko bolj aktiven od kisika in je po oksidacijskih lastnostih na drugem mestu za O in F. 2 in OD 2 (kisikov difluorid). Konvencionalna oksidacija proizvaja oksid in molekularni kisik O2 . Ko ozon deluje na aktivne kovine pod posebnimi pogoji, ozonide s sestavo 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 žitaric 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 glavobole, slabost in druga neprijetna stanja.LITERATURA Razumovsky S.D. Elementarne oblike in lastnosti kisika. M., 1979Termodinamične lastnosti kisika. M., 1981
OPREDELITEV
kisik- osmi element periodnega sistema. Oznaka - O iz latinskega "oxygenium". Nahaja se v drugem obdobju, skupina VIA. Nanaša se na nekovine. Jedrski naboj je 8.
Kisik je najpogostejši element v zemeljski skorji. V prostem stanju se nahaja v atmosferskem zraku, v vezani obliki pa je del vode, mineralov, kamnin in vseh snovi, iz katerih so zgrajeni organizmi rastlin in živali. Masni delež kisika v zemeljski skorji je približno 47%.
V svoji preprosti obliki je kisik brezbarven plin brez vonja. Je nekoliko težji od zraka: masa 1 litra kisika pri normalnih pogojih je 1,43 g, 1 liter zraka pa 1,293 g. Kisik se v vodi topi, čeprav v majhnih količinah: 100 volumnov vode pri 0 o C raztopi 4,9, pri 20 o C pa 3,1 volumna kisika.
Atomska in molekulska masa kisika
OPREDELITEV
Relativna atomska masa A r je molska masa atoma snovi, deljena z 1/12 molske mase atoma ogljika-12 (12 C).
Relativna atomska masa atomskega kisika je 15,999 amu.
OPREDELITEV
Relativna molekulska masa M r je molska masa molekule, deljena z 1/12 molske mase atoma ogljika-12 (12 C).
To je brezdimenzionalna količina. Znano je, da je molekula kisika dvoatomna - O 2. Relativna molekulska masa molekule kisika bo enaka:
M r (O 2) = 15,999 × 2 ≈32.
Alotropija in alotropske modifikacije kisika
Kisik lahko obstaja v obliki dveh alotropskih modifikacij - kisika O 2 in ozona O 3 (fizikalne lastnosti kisika so opisane zgoraj).
V normalnih pogojih je ozon plin. Od kisika se lahko loči z močnim hlajenjem; ozon kondenzira v modro tekočino, ki vre pri (-111,9 o C).
Topnost ozona v vodi je veliko večja od topnosti kisika: 100 volumnov vode pri 0 o C raztopi 49 volumnov ozona.
Nastanek ozona iz kisika lahko izrazimo z enačbo:
3O 2 = 2O 3 - 285 kJ.
Izotopi kisika
Znano je, da kisik v naravi najdemo v obliki treh izotopov 16 O (99,76 %), 17 O (0,04 %) in 18 O (0,2 %). Njihova masna števila so 16, 17 oziroma 18. Jedro atoma kisikovega izotopa 16 O vsebuje osem protonov in osem nevtronov, izotopa 17 O in 18 O pa vsebujeta enako število protonov, devet oziroma deset nevtronov.
Radioaktivnih izotopov kisika je dvanajst z masnimi števili od 12 do 24, med katerimi je najstabilnejši izotop 15 O z razpolovno dobo 120 s.
Kisikovi ioni
Zunanja energijska raven atoma kisika ima šest elektronov, ki so valenčni elektroni:
1s 2 2s 2 2p 4 .
Struktura atoma kisika je prikazana spodaj:
Zaradi kemijske interakcije lahko kisik izgubi valenčne elektrone, tj. biti njihov donor in se spremeniti v pozitivno nabite ione ali sprejeti elektrone od drugega atoma, tj. biti njihov akceptor in se spremeniti v negativno nabite ione:
O 0 +2e → O 2- ;
O 0 -1e → O 1+ .
Molekula in atom kisika
Molekula kisika je sestavljena iz dveh atomov - O 2. Tukaj je nekaj lastnosti, ki označujejo atom in molekulo kisika:
Primeri reševanja problemov
PRIMER 1
Kisik podpira procese dihanja in gorenja. Mnoge nekovine gorijo v kisiku. Na primer, premog gori v zraku in medsebojno deluje s kisikom. Kot rezultat te reakcije nastane ogljikov dioksid in sprošča toplota. Znano je, da je toplota označena s črko "Q". Če se toplota sprosti kot posledica reakcije, potem je v enačbi zapisano "Q"; če se absorbira, potem "-Q".
Toploto, ki se sprosti ali absorbira med kemijsko reakcijo, imenujemo termična učinek kemične reakcije.
Reakcije, ki se zgodijo s sproščanjem toplote, imenujemo eksotermna.
Reakcije, ki se zgodijo z absorpcijo toplote, imenujemo endotermna.
Interakcija kisika z nekovinami
Reakcijska enačba za zgorevanje premoga v zraku:
CO 2 = CO 2 Q
Če kurimo premog v posodi s kisikom, bo premog gorel hitreje kot v zraku. To pomeni, da je stopnja zgorevanja premoga v kisiku višja kot v zraku.
Tudi žveplo gori na zraku, pri čemer se sprošča tudi toplota. To pomeni, da reakcijo med žveplom in kisikom lahko imenujemo eksotermna. V čistem kisiku žveplo gori hitreje kot v zraku.
Enačba za zgorevanje žvepla v kisiku, če pri tem nastane žveplov oksid (IV) :
S O 2 = SO 2 Q
Podobno je možno izvesti reakcijo zgorevanja fosforja v zraku ali kisiku. Ta reakcija je tudi eksotermna. Njegova enačba, če kot rezultat nastane fosforjev (V) oksid:
4P 5O 2 = 2P 2 O 5 Q
Interakcija kisika s kovinami
Nekatere kovine lahko gorijo v atmosferi s kisikom. Na primer, železo gori v kisiku, da nastane železov kamen:
3Fe 2O 2 = Fe 3 O 4 Q
Toda baker ne gori v kisiku, ampak ga kisik oksidira pri segrevanju. V tem primeru nastane bakrov (II) oksid:
2CuO2 = 2CuO
Interakcija kisika s kompleksnimi snovmi
Kisik lahko reagira ne samo s preprostimi, ampak tudi s kompleksnimi snovmi.
Zemeljski plin metan zgori v kisiku, da nastane ogljikov monoksid (IV) in voda:
CH 4 2O 2 = CO 2 2H 2 O Q
Pri nepopolnem zgorevanju metana (v pogojih pomanjkanja kisika) ne nastane ogljikov dioksid, temveč ogljikov monoksid CO. Ogljikov monoksid je strupena snov, ki je izjemno nevarna za ljudi, saj človek ne občuti njegovega toksičnega učinka, ampak počasi zaspi z izgubo zavesti.
Reakcije enostavnih in kompleksnih snovi s kisikom imenujemo oksidacija. Pri interakciji preprostih in kompleksnih snovi s kisikom praviloma nastanejo kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik. Te snovi imenujemo oksidi.
1. Zbirka nalog in vaj pri kemiji: 8. razred: za uč. P.A. Orzhekovsky in drugi "Kemija. 8. razred” / P.A. Oržekovski, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006. (str.70-74)
2. Ushakova O.V. Delovni zvezek za kemijo: 8. razred: k učbeniku P.A. Orzhekovsky in drugi "Kemija. 8. razred” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovski; Spodaj. izd. prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (str.68-70)
3. Kemija. 8. razred. Učbenik za splošno izobraževanje ustanove / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašova. – M.:Astrel, 2012. (§21)
4. Kemija: 8. razred: učbenik. za splošno izobraževanje ustanove / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§28)
5. Kemija: anorganska. kemija: učbenik. za 8. razred Splošna izobrazba ustanovitev /G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. – M.: Izobraževanje, OJSC “Moskovski učbeniki”, 2009. (§20)
6. Enciklopedija za otroke. Zvezek 17. Kemija / Pogl. ur.V.A. Volodin, Ved. znanstveni izd. I. Leenson. – M.: Avanta, 2003.
Med vsemi snovmi na Zemlji zavzema posebno mesto tista, ki zagotavlja življenje - plin kisik. Prav njegova prisotnost dela naš planet edinstven med vsemi ostalimi, poseben. Zahvaljujoč tej snovi na svetu živi toliko lepih bitij: rastlin, živali, ljudi. Kisik je popolnoma nenadomestljiva, edinstvena in izjemno pomembna spojina. Zato bomo poskušali ugotoviti, kaj je, kakšne značilnosti ima.
Še posebej pogosto se uporablja prva metoda. Navsezadnje se lahko veliko tega plina sprosti iz zraka. Ne bo pa povsem čista. Če je potreben izdelek višje kakovosti, se uporabijo postopki elektrolize. Surovina za to je voda ali alkalije. Za povečanje električne prevodnosti raztopine se uporablja natrijev ali kalijev hidroksid. Na splošno se bistvo procesa zmanjša na razgradnjo vode.
Pridobljeno v laboratoriju
Med laboratorijskimi metodami je metoda toplotne obdelave postala razširjena:
- peroksidi;
- soli kislin, ki vsebujejo kisik.
Pri visokih temperaturah se razgradijo in sproščajo kisik. Proces najpogosteje katalizira manganov (IV) oksid. Kisik se zbira z izpodrivanjem vode, odkrije pa ga tleči drobec. Kot veste, v atmosferi kisika plamen zelo močno zagori.
Druga snov, ki se uporablja za proizvodnjo kisika pri pouku kemije v šoli, je vodikov peroksid. Celo 3% raztopina pod vplivom katalizatorja takoj razpade, pri čemer se sprosti čisti plin. Samo čas morate imeti, da ga zberete. Katalizator je enak - manganov oksid MnO 2.
Najpogosteje uporabljene soli so:
- Bertholletova sol ali kalijev klorat;
- kalijev permanganat ali kalijev permanganat.
Za opis procesa lahko uporabimo enačbo. Za laboratorijske in raziskovalne potrebe se sprosti dovolj kisika:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2.
Alotropske modifikacije kisika
Obstaja ena alotropska modifikacija, ki jo ima kisik. Formula te spojine je O 3, imenujemo jo ozon. To je plin, ki nastane v naravnih pogojih, ko je izpostavljen ultravijoličnemu sevanju in razelektritvam strele na kisik zraka. Za razliko od samega O2 ima ozon prijeten vonj po svežini, ki se čuti v zraku po dežju z bliskanjem in grmenjem.
Razlika med kisikom in ozonom ni samo v številu atomov v molekuli, ampak tudi v strukturi kristalne mreže. Kemično je ozon še močnejši oksidant.
Kisik je sestavni del zraka
Porazdelitev kisika v naravi je zelo široka. Kisik se nahaja v:
- kamnine in minerali;
- sol in sladka voda;
- prst;
- rastlinski in živalski organizmi;
- zrak, vključno z zgornjimi plastmi ozračja.
Očitno je, da so zasedene vse lupine Zemlje - litosfera, hidrosfera, atmosfera in biosfera. Še posebej pomembna je njegova vsebnost v zraku. Navsezadnje je ta dejavnik tisti, ki omogoča obstoj življenjskih oblik, vključno s človekom, na našem planetu.
Sestava zraka, ki ga dihamo, je izjemno heterogena. Vključuje tako konstantne komponente kot spremenljivke. Nespremenljivi in vedno prisotni vključujejo:
- ogljikov dioksid;
- kisik;
- dušik;
- žlahtni plini.
Spremenljivke vključujejo vodno paro, prašne delce, tuje pline (izpušni plini, produkti izgorevanja, gnitje in drugi), cvetni prah rastlin, bakterije, glive in druge.
Pomen kisika v naravi
Zelo pomembno je, koliko kisika se nahaja v naravi. Navsezadnje je znano, da so bile količine tega plina v sledovih odkrite na nekaterih satelitih velikih planetov (Jupiter, Saturn), vendar tam ni očitnega življenja. Naša Zemlja jo ima dovolj, kar v kombinaciji z vodo omogoča obstoj vseh živih organizmov.
Poleg tega, da kisik aktivno sodeluje pri dihanju, izvaja tudi nešteto oksidacijskih reakcij, pri katerih se sprošča energija za življenje.
Glavni dobavitelji tega edinstvenega plina v naravi so zelene rastline in nekatere vrste bakterij. Zahvaljujoč njim se vzdržuje stalno ravnovesje kisika in ogljikovega dioksida. Poleg tega ozon nad celotno Zemljo gradi zaščitni zaslon, ki ne prepušča velikih količin uničujočega ultravijoličnega sevanja.
Samo nekatere vrste anaerobnih organizmov (bakterije, glive) lahko živijo zunaj atmosfere s kisikom. Vendar jih je veliko manj kot tistih, ki to res potrebujejo.
Uporaba kisika in ozona v industriji
Glavna področja uporabe alotropnih modifikacij kisika v industriji so naslednja.
- Metalurgija (za varjenje in rezanje kovin).
- Zdravilo.
- Kmetijstvo.
- Kot raketno gorivo.
- Sinteza številnih kemičnih spojin, vključno z eksplozivi.
- Čiščenje in dezinfekcija vode.
Težko je poimenovati vsaj en proces, v katerem ta veliki plin, edinstvena snov - kisik, ne sodeluje.
