Interakcija dikloroetana s kisikom 9 v plinastem stanju. Kemijska priprava na vročino in obsežna izdaja dpa

Vsebina članka

KISIK, O (oksigen), kemijski element podskupine VIA periodnega sistema elementov: O, S, Se, Te, Po - član družine halkogena. To je najpogostejši element v naravi, njegova vsebnost v zemeljski atmosferi je 21 % (vol.), v zemeljski skorji pa v obliki spojin cca. 50 % (mas.) in v hidrosferi 88,8 % (mas.).

Kisik je nujen za obstoj življenja na zemlji: živali in rastline porabljajo kisik med dihanjem, rastline pa sproščajo kisik s fotosintezo. Živa snov vsebuje vezan kisik ne samo v telesnih tekočinah (v krvnih celicah itd.), temveč tudi v ogljikovih hidratih (sladkor, celuloza, škrob, glikogen), maščobah in beljakovinah. Gline, kamnine, so sestavljene iz silikatov in drugih anorganskih spojin, ki vsebujejo kisik, kot so oksidi, hidroksidi, karbonati, sulfati in nitrati.

Zgodovinski podatki.

Prve informacije o kisiku so v Evropi postale znane iz kitajskih rokopisov iz 8. stoletja. V začetku 16. stol. Leonardo da Vinci je objavil podatke v zvezi s kemijo kisika, ne da bi še vedel, da je kisik element. Reakcije dodajanja kisika so opisane v znanstvenih delih S. Geilsa (1731) in P. Bayena (1774). Posebno pozornost si zaslužijo raziskave K. Scheeleja v letih 1771–1773 o interakciji kovin in fosforja s kisikom. J. Priestley je poročal o odkritju kisika kot elementa leta 1774, nekaj mesecev po Bayenovem poročilu o reakcijah z zrakom. Ime oxygenium (»kisik«) je dobil ta element kmalu po tem, ko ga je odkril Priestley in izhaja iz grških besed, ki pomenijo »proizvaja kislino«; to je posledica napačnega prepričanja, da je kisik prisoten v vseh kislinah. Razlaga vloge kisika v procesih dihanja in gorenja pa pripada A. Lavoisierju (1777).

Struktura atoma.

Vsak naravno prisoten atom kisika vsebuje 8 protonov v jedru, vendar je število nevtronov lahko 8, 9 ali 10. Najpogostejši od treh izotopov kisika (99,76 %) je 16 8 O (8 protonov in 8 nevtronov) . Vsebnost drugega izotopa, 18 8 O (8 protonov in 10 nevtronov), je le 0,2 %. Ta izotop se uporablja kot oznaka ali za identifikacijo določenih molekul, pa tudi za izvajanje biokemijskih in medicinsko-kemijskih študij (metoda za preučevanje neradioaktivnih sledi). Tretji neradioaktivni izotop kisika, 17 8 O (0,04 %), vsebuje 9 nevtronov in ima masno število 17. Potem ko je mednarodna komisija sprejela maso ogljikovega izotopa 12 6 C kot standardno atomsko maso v 1961 je utežena povprečna atomska masa kisika postala 15,9994. Do leta 1961 so kemiki za standardno enoto atomske mase šteli atomsko maso kisika, ki naj bi znašala 16.000 za mešanico treh naravno prisotnih izotopov kisika. Fiziki so za standardno enoto atomske mase vzeli masno število kisikovega izotopa 16 8 O, tako da je bila na fizikalnem merilu povprečna atomska masa kisika 16,0044.

Atom kisika ima 8 elektronov, od tega 2 elektrona na notranji ravni in 6 elektronov na zunanji ravni. Zato lahko kisik v kemijskih reakcijah sprejme do dva elektrona od donorjev, zgradi svojo zunanjo lupino do 8 elektronov in tvori presežek negativnega naboja.

Molekularni kisik.

Tako kot večina drugih elementov, katerih atomom manjkata 1–2 elektrona za dokončanje zunanje lupine 8 elektronov, kisik tvori dvoatomno molekulo. Pri tem procesu se sprosti veliko energije (~490 kJ/mol) in zato je treba enako količino energije porabiti za obratni proces disociacije molekule na atome. Moč vezi O–O je tako visoka, da pri 2300 °C samo 1 % molekul kisika disociira na atome. (Omeniti velja, da je med tvorbo molekule dušika N2 moč vezi N–N še večja, ~710 kJ/mol.)

Elektronska struktura.

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

Reakcije.

Pod ustreznimi pogoji molekularni kisik reagira s skoraj vsemi elementi razen z žlahtnimi plini. Vendar pa v sobnih razmerah le najbolj aktivni elementi dovolj hitro reagirajo s kisikom. Verjetno se večina reakcij zgodi šele po disociaciji kisika na atome, disociacija pa se zgodi le pri zelo visokih temperaturah. Vendar lahko katalizatorji ali druge snovi v reakcijskem sistemu pospešijo disociacijo O 2 . Znano je, da alkalijske (Li, Na, K) in zemeljskoalkalijske (Ca, Sr, Ba) kovine reagirajo z molekularnim kisikom in tvorijo perokside:

Prejem in prijava.

Zaradi prisotnosti prostega kisika v atmosferi je najučinkovitejša metoda za njegovo pridobivanje utekočinjenje zraka, iz katerega odstranimo nečistoče, CO 2, prah itd. kemične in fizikalne metode. Ciklični proces vključuje stiskanje, ohlajanje in raztezanje, kar vodi do utekočinjenja zraka. Pri počasnem naraščanju temperature (metoda frakcijske destilacije) iz utekočinjenega zraka najprej izhlapijo žlahtni plini (ki jih je najtežje utekočiniti), nato dušik, ostane pa tekoči kisik. Zaradi tega tekoči kisik vsebuje sledi žlahtnih plinov in relativno velik odstotek dušika. Za mnoge aplikacije te nečistoče niso problem. Vendar je treba za pridobitev kisika izjemne čistosti postopek destilacije ponoviti. Kisik je shranjen v rezervoarjih in jeklenkah. V velikih količinah se uporablja kot oksidant za kerozin in druga goriva v raketah in vesoljskih plovilih. Jeklarska industrija uporablja 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, ki vsebuje majhne dodatke NaOH ali H 2 SO 4 kot katalizatorja: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. V tem primeru nastanejo majhne nečistoče vodika. S pomočjo razelektritvene naprave se sledi vodika v mešanici plinov ponovno pretvorijo v vodo, katere hlape odstranimo z zamrzovanjem ali adsorpcijo.

Toplotna disociacija.

Pomembna laboratorijska metoda za pridobivanje kisika, ki jo je predlagal J. Priestley, je termična razgradnja oksidov težkih kovin: 2HgO ® 2Hg + O 2 . 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 žganjem, omogoča vzdrževanje zahtevane temperature in stopnje disociacije, sam MnO 2 pa se med postopkom ne spreminja.

Uporabljajo se tudi metode termične razgradnje nitratov:

kot tudi peroksidi nekaterih aktivnih kovin, na primer:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Slednja metoda je bila nekoč široko uporabljena za pridobivanje kisika iz ozračja in je obsegala segrevanje BaO v zraku, da je nastal BaO 2, čemur je sledila termična razgradnja peroksida. Metoda termične razgradnje ostaja pomembna za proizvodnjo vodikovega peroksida.

Fizikalne lastnosti.

Kisik je v normalnih pogojih plin brez barve, vonja in okusa. Tekoči kisik je bledo modre barve. Trden kisik obstaja v vsaj treh kristalnih modifikacijah. Plin kisik je topen v vodi in verjetno tvori šibke spojine, kot je O2HH2O in morda O2H2H2O.

Kemijske lastnosti.

Kot smo že omenili, je kemijska aktivnost kisika določena z njegovo sposobnostjo disociacije na atome O, ki so zelo reaktivni. Le najbolj aktivne kovine in minerali reagirajo z O 2 pri visokih hitrostih pri nizkih temperaturah. Najbolj aktivne alkalijske (IA podskupine) in nekatere zemeljskoalkalijske (IIA podskupine) kovine tvorijo z O 2 perokside, kot sta NaO 2 in BaO 2 . Drugi elementi in spojine reagirajo samo z disociacijskim produktom O2. Pod ustreznimi pogoji vsi elementi, razen žlahtnih plinov in kovin Pt, Ag, Au, reagirajo s kisikom. Tudi te kovine tvorijo okside, vendar pod posebnimi pogoji.

Elektronska struktura kisika (1s 2 2s 2 2p 4) je takšna, da atom O sprejme dva elektrona na zunanjo raven, da tvori stabilno zunanjo elektronsko lupino in tvori ion O 2–. V oksidih alkalijskih kovin se tvorijo pretežno ionske vezi. Predvidevamo lahko, da elektrone teh kovin skoraj v celoti pritegne kisik. Pri oksidih manj aktivnih kovin in nekovin je prenos elektrona nepopoln, negativna gostota naboja na kisiku pa manj izrazita, zato je vez manj ionska oziroma bolj kovalentna.

Ko kovine oksidiramo s kisikom, se sprosti toplota, katere velikost je v korelaciji z močjo vezi M–O. Pri oksidaciji nekaterih nekovin se toplota absorbira, kar kaže na njihovo šibkejšo vez s kisikom. Takšni oksidi so termično nestabilni (ali manj stabilni kot oksidi z ionskimi vezmi) in so pogosto zelo reaktivni. V tabeli so za primerjavo prikazane vrednosti entalpij tvorbe oksidov najbolj značilnih kovin, prehodnih kovin in nekovin, elementov A- in B-podskupin (znak minus pomeni sproščanje toplote).

O lastnostih oksidov je mogoče narediti več splošnih zaključkov:

1. Temperature taljenja oksidov alkalijskih kovin se z naraščanjem atomskega polmera 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 (IA–IIIA podskupine) so toplotno stabilnejši od oksidov prehodnih kovin in nekovin. Oksidi težkih kovin v najvišji oksidacijski stopnji pri termični disociaciji tvorijo okside z nižjimi oksidacijskimi stopnjami (npr. 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5 O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Takšni oksidi v visokih stopnjah oksidacije so lahko dobra oksidacijska sredstva.

3. Najbolj aktivne kovine reagirajo z molekularnim kisikom pri povišanih temperaturah in tvorijo perokside:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Oksidi aktivnih kovin tvorijo brezbarvne raztopine, medtem ko so oksidi večine prehodnih kovin obarvani in praktično netopni. Vodne raztopine kovinskih oksidov kažejo bazične lastnosti in so hidroksidi, ki vsebujejo OH skupine, medtem ko nekovinski oksidi v vodnih raztopinah tvorijo kisline, ki vsebujejo H + ion.

5. Kovine in nekovine A-podskupin tvorijo okside z oksidacijskim stanjem, ki ustreza številki skupine, na primer Na, Be in B tvorijo Na 1 2 O, Be II O in B 2 III O 3, in ne- kovine IVA–VIIA podskupin C, N, S, Cl tvorijo C IV O 2, N V 2 O 5, S VI O 3, Cl VII 2 O 7. Številka skupine elementa je v korelaciji samo z 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

Snovi, ki vsebujejo ogljik, in ogljikovodiki pri rahlem segrevanju oksidirajo (zgorijo) v CO 2 in H 2 O. Primeri takih snovi so goriva - les, olje, alkoholi (pa tudi ogljik - premog, koks in oglje). Toplota iz procesa izgorevanja se uporablja za proizvodnjo pare (in nato elektrike ali gre v elektrarne), pa tudi za ogrevanje hiš. Tipične enačbe za procese zgorevanja so:

a) les (celuloza):

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

b) olje ali plin (bencin C 8 H 18 ali zemeljski plin CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + toplotna energija

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + toplotna energija

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + toplotna energija

d) ogljik (premog ali oglje, koks):

2C + O 2 ® 2CO + toplotna energija

2CO + O 2 ® 2CO 2 + toplotna energija

Zgorevanju so izpostavljene tudi številne C-, H-, N-, O-vsebujoče spojine z visoko rezervo energije. Kisik za oksidacijo se lahko uporablja ne samo iz atmosfere (kot v prejšnjih reakcijah), ampak tudi iz same snovi. Za sprožitev reakcije zadostuje majhna aktivacija reakcije, na primer udarec ali tresenje. Pri teh reakcijah so produkti zgorevanja tudi oksidi, vendar so vsi plinasti in se pri visoki končni temperaturi procesa hitro širijo. Zato so takšne snovi eksplozivne. Primera eksplozivov sta trinitroglicerin (ali nitroglicerin) C 3 H 5 (NO 3) 3 in trinitrotoluen (ali TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3.

Oksidi kovin ali nekovin z nižjimi oksidacijskimi stopnjami elementa reagirajo s kisikom in tvorijo okside 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), aluminija iz Al 2 O 3 (aluminijev oksid ), magnezij iz MgO (magnezij). Oksidi lahkih kovin se uporabljajo v kemični industriji za proizvodnjo alkalij ali baz. Kalijev peroksid KO 2 ima neobičajno uporabo, saj ob prisotnosti vlage in kot posledica reakcije z njo sprošča kisik. Zato se KO 2 uporablja v respiratorjih za proizvodnjo kisika. Vlaga iz izdihanega zraka sprošča kisik v respiratorju, KOH pa absorbira CO 2 . Proizvodnja CaO oksida in kalcijevega hidroksida Ca(OH) 2 - velika proizvodnja v keramični in cementni tehnologiji.

Voda (vodikov oksid).

Pomen vode H 2 O tako v laboratorijski praksi za kemične reakcije kot v življenjskih procesih zahteva posebno obravnavo te snovi (VODA, LED IN PARA). Kot smo že omenili, pri neposredni interakciji kisika in vodika v pogojih, na primer iskre, pride do eksplozije in tvorbe vode, pri čemer se sprosti 143 kJ/(mol H 2 O).

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

Zaradi velike trdnosti H–O vezi je vodik težko ločiti od kisika, voda pa 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, ki je lahko H +:

Oksoanioni in oksokacije

– delci, ki vsebujejo kisik, s preostalim negativnim (oksoanioni) ali preostalim pozitivnim (oksokacije) nabojem. Ion O 2– ima visoko afiniteto (visoko reaktivnost) za pozitivno nabite delce, kot je H +. Najenostavnejši predstavnik stabilnih oksoanionov je hidroksidni ion OH –. To pojasnjuje nestabilnost atomov z visoko gostoto naboja in njihovo delno stabilizacijo zaradi dodajanja delca s pozitivnim nabojem. Torej, ko aktivna kovina (ali njen oksid) deluje na vodo, nastane OH– in ne O 2–:

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Bolj zapleteni oksoanioni nastanejo iz kisika s kovinskim ionom ali nekovinskim delcem, ki ima velik pozitivni naboj, kar povzroči delec z nizkim nabojem, ki je bolj stabilen, na primer:

načrt:

Zgodovina odkritja

Izvor imena

Biti v naravi

potrdilo o prejemu

Fizikalne lastnosti

Kemijske lastnosti

Aplikacija

10. Izotopi

kisik

kisik- element 16. skupine (po zastareli klasifikaciji - glavna podskupina VI. skupine), drugo obdobje periodičnega sistema kemijskih elementov D.I. Mendelejeva, z atomsko številko 8. Označeno 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 kisik, ki ima svetlobo 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 zrušena takrat prevladujoča teorija o flogistonu, ki 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 tudi "kislinska raztopina" v začetku 19. stoletja) se je v ruskem jeziku nekoliko zahvalila M.V. Lomonosovu, ki je uvedel besedo "kislina", skupaj z drugimi neologizmi; Tako je bila beseda "kisik" po drugi strani sled izraza "kisik" (francosko oxygène), ki ga je predlagal A. Lavoisier (iz starogrškega ὀξύς - "kislo" in γεννάω - "porajanje"), ki je prevedeno kot "ustvarjanje kisline", 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% po prostornini in 23,12% po masi. Več kot 1500 spojin v zemeljski skorji vsebuje kisik.

Kisik je del mnogih organskih snovi 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:

Fizikalne lastnosti

V svetovnih oceanih je vsebnost raztopljenega O2 večja v hladni vodi in manjša v topli vodi.

V normalnih pogojih je kisik plin brez barve, okusa ali 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, monoklinični sistem;

ζ-O n tlak več kot 96 GPa, kovinsko stanje z značilnim kovinskim leskom, pri nizkih temperaturah prehaja 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 Maria 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 zgorevanje 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.

Pogonsko 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 visokotlačnih kovinskih plinskih jeklenkah (za stisnjene ali utekočinjene pline) modre barve različnih prostornin od 1,2 do 10,0 litrov pod tlakom do 15 MPa (150 atm) in se uporablja za obogatitev dihalnih plinskih mešanic v anestezijski opremi. , pri motnjah dihanja, za lajšanje napada bronhialne astme, za odpravo hipoksije katerega koli izvora, za dekompresijsko bolezen, za zdravljenje patologij 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.

INživilska 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), amoniaka 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. Umetna obogatitev z ozonom se uporablja za dezinfekcijo in dezodoracijo zraka ter čiščenje pitne vode. Radioaktivni izotop kisika 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

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, najdaljša 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- 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 brezdimenzijska 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

Zemeljska skorja je 50 % sestavljena iz kisika. Element je prisoten tudi v mineralih v obliki soli in oksidov. Kisik v vezani obliki je vključen v sestavo (odstotek elementa je približno 89%). Kisik je prisoten tudi v celicah vseh živih organizmov in rastlin. Kisik je v zraku v prostem stanju v obliki O₂ in njegove alotropske modifikacije v obliki ozona O3 in zavzema petino njegove sestave,

Fizikalne in kemijske lastnosti kisika

Kisik O₂ je plin brez barve, okusa in vonja. Rahlo topen v vodi, vre pri temperaturi (-183) °C. Kisik v tekoči obliki je modre barve, v trdni obliki pa element tvori modre kristale. Kisik se tali pri temperaturi (-218,7) °C.

Pri segrevanju kisik reagira z različnimi enostavnimi snovmi (kovinami in nekovinami), pri čemer nastanejo oksidi - spojine elementov s kisikom. Interakcija kemičnih elementov s kisikom se imenuje oksidacijska reakcija. Primeri reakcijskih enačb:

4Na + О₂= 2Na₂O

S + O₂ = SO₂.

Nekatere kompleksne snovi medsebojno delujejo tudi s kisikom in tvorijo okside:

CH₄ + 2O₂= CO₂ + 2H₂O

2СО + О₂ = 2СО₂

Kisik kot kemijski element pridobivamo v laboratorijih in industrijskih obratih. v laboratoriju obstaja več načinov:

• razgradnja (kalijev klorat);
• razgradnja vodikovega peroksida pri segrevanju snovi v prisotnosti manganovega oksida kot katalizatorja;
• razgradnja kalijevega permanganata.

Kemična reakcija zgorevanja kisika

Čisti kisik nima posebnih lastnosti, ki jih nima kisik v zraku, torej ima enake kemične in fizikalne lastnosti. Zrak vsebuje 5-krat manj kisika kot enaka prostornina čistega kisika. V zraku je kisik pomešan z velikimi količinami dušika – plina, ki sam ne gori in ne podpira gorenja. Torej, če je bil kisik iz zraka že porabljen v bližini plamena, bo naslednji del kisika prišel skozi dušik in produkte zgorevanja. Posledično je močnejše zgorevanje kisika v atmosferi razloženo s hitrejšim dovodom kisika na mesto zgorevanja. Med reakcijo poteka proces spajanja kisika z gorečo snovjo bolj energično in pri tem se sprosti več toplote. Več kisika kot je dovedeno goreči snovi na časovno enoto, močnejši plamen gori, višja je temperatura in močnejši je proces zgorevanja.

Kako poteka reakcija gorenja kisika? To je mogoče eksperimentalno preveriti. Morate vzeti jeklenko in jo obrniti na glavo, nato pa pod jeklenko postaviti cev z vodikom. Vodik, ki je lažji od zraka, bo popolnoma napolnil valj. V bližini odprtega dela jeklenke je treba prižgati vodik in vanj skozi plamen vstaviti stekleno cev, skozi katero teče plin kisik. Na koncu cevi bo izbruhnil požar, medtem ko bo plamen tiho gorel v jeklenki, napolnjeni z vodikom. Med reakcijo ne gori kisik, ampak vodik v prisotnosti majhne količine kisika, ki izhaja iz cevi.

Kaj nastane pri zgorevanju vodika in kateri oksid nastane? Vodik se oksidira v vodo. Na stenah valja se postopoma nalagajo kapljice kondenzirane vodne pare. Oksidacija dveh molekul vodika zahteva eno molekulo kisika in nastaneta dve molekuli vode. Enačba reakcije:

2Н₂ + O₂ → 2Н₂O

Če kisik teče iz cevi počasi, v vodikovi atmosferi popolnoma zgori in poskus poteka mirno.

Takoj, ko se zaloga kisika toliko poveča, da nima časa, da popolnoma zgori, del tega preseže plamen, kjer nastanejo žepki mešanice vodika in kisika in pojavijo se posamezni majhni bliski, podobni eksplozijam. Mešanica kisika in vodika je eksploziven plin.

Pri vžigu detonacijskega plina pride do močne eksplozije: ko se kisik poveže z vodikom, nastane voda in se razvije visoka temperatura. Vodna para z okoliškimi plini se močno razširi in ustvarja visok tlak, pri katerem lahko poči ne le krhek valj, ampak tudi bolj trpežna posoda. Zato je treba z eksplozivno mešanico delati zelo previdno.

Poraba kisika med zgorevanjem

Za poskus je treba stekleni kristalizator s prostornino 3 litre napolniti 2/3 z vodo in dodati žlico kavstične sode ali kavstičnega kalija. Vodo obarvajte s fenolftaleinom ali drugim primernim barvilom. V bučko nasujemo pesek in vanj navpično vtaknemo žico z vato na koncu. Bučka se postavi v kristalizator z vodo. Vata ostane 10 cm nad površino raztopine.

Vato rahlo navlažite z alkoholom, oljem, heksanom ali drugo vnetljivo tekočino in jo prižgite. Gorečo vato previdno pokrijemo s 3-litrsko plastenko in spustimo pod površino raztopine luga. Med procesom gorenja kisik prehaja v vodo in. Zaradi reakcije se raztopina alkalije v steklenici dvigne. Vata bo kmalu šla ven. Steklenico je treba previdno postaviti na dno kristalizatorja. Teoretično bi morala biti steklenica polna 1/5, saj zrak vsebuje 20,9 % kisika. Med zgorevanjem se kisik spremeni v vodo in ogljikov dioksid CO₂, ki ga absorbira alkalija. Enačba reakcije:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO3 + H₂O

V praksi se izgorevanje ustavi, preden se porabi ves kisik; del kisika se spremeni v ogljikov monoksid, ki ga alkalija ne absorbira, del zraka pa zapusti steklenico zaradi toplotnega raztezanja.

Pozor! Ne poskušajte sami ponoviti teh poskusov!

Cmok v grlu je kisik. Ugotovljeno je bilo, da se v stanju stresa glotis razširi. Nahaja se na sredini grla, omejen z 2 mišičnima gubama.

Pritiskajo na bližnja tkiva in ustvarjajo občutek cmoka v grlu. Povečanje reže je posledica povečane porabe kisika. Pomaga pri obvladovanju stresa. Torej, razvpiti cmok v grlu lahko imenujemo kisik.

8. element tabele poznamo v obliki. Lahko pa je tudi tekoča kisik. Element V tem stanju je magneten. Vendar bomo o lastnostih kisika in prednostih, ki jih lahko pridobimo iz njih, govorili v glavnem delu.

Lastnosti kisika

Kisik se zaradi njegovih magnetnih lastnosti premika z močnimi. Če govorimo o elementu v njegovem običajnem stanju, je sam sposoben premikati zlasti elektrone.

Pravzaprav je dihalni sistem zgrajen na redoks potencialu snovi. Kisik v njem je končni akceptor, to je sprejemno sredstvo.

Encimi delujejo kot darovalci. S kisikom oksidirane snovi se sproščajo v zunanje okolje. To je ogljikov dioksid. Proizvede od 5 do 18 litrov na uro.

Priteče še 50 gramov vode. Zato je pitje veliko tekočine razumno priporočilo zdravnikov. Poleg tega je približno 400 snovi stranskih produktov dihanja. Med njimi je aceton. Njegovo izločanje se poveča pri številnih boleznih, na primer pri sladkorni bolezni.

Dihalni proces vključuje običajno modifikacijo kisika – O 2 . To je dvoatomna molekula. Ima 2 nesparjena elektrona. Oba sta v antiveznih orbitalah.

Imajo večji energijski naboj kot veziva. Zato molekula kisika zlahka razpade na atome. Energija disociacije doseže skoraj 500 kilojoulov na mol.

V naravnih razmerah kisik – plin s skoraj inertnimi molekulami. Imajo močno medatomsko vez. Oksidacijski procesi potekajo komaj opazno. Za pospešitev reakcij so potrebni katalizatorji. V telesu so encimi. Izzovejo nastanek radikalov, ki sprožijo verižni proces.

Temperatura je lahko katalizator kemičnih reakcij s kisikom. 8. element reagira že na rahlo segrevanje. Toplota reagira z vodikom, metanom in drugimi vnetljivimi plini.

Interakcije se pojavijo z eksplozijami. Ni zaman, da je eksplodirala ena prvih zračnih ladij v človeški zgodovini. Napolnjena je bila z vodikom. Letalo se je imenovalo Hindenburg in je strmoglavilo leta 1937.

Ogrevanje omogoča, da kisik tvori vezi z vsemi elementi periodnega sistema razen z žlahtnimi plini, to je z argonom, neonom in helijem. Mimogrede, helij je postal nadomestek za polnjenje zračnih ladij.

Plin ne reagira, je pa drag. Toda vrnimo se k junaku članka. Kisik je kemični element, ki medsebojno delujejo s kovinami že pri sobni temperaturi.

Zadostuje tudi za stik z nekaterimi kompleksnimi spojinami. Med slednje sodijo dušikovi oksidi. Ampak s preprostim dušikom kemijski element kisik reagira šele pri 1.200 stopinjah Celzija.

Za reakcije junaka članka z nekovinami je potrebno segrevanje na najmanj 60 stopinj Celzija. To je dovolj, na primer, za stik s fosforjem. Junak članka sodeluje z žveplom že pri 250 stopinjah. Mimogrede, žveplo je vključeno v elementi podskupine kisika. Ona je glavna v 6. skupini periodnega sistema.

Kisik medsebojno deluje z ogljikom pri 700-800 stopinjah Celzija. To se nanaša na oksidacijo grafita. Ta mineral je ena od kristalnih oblik ogljika.

Mimogrede, oksidacija je vloga kisika v kateri koli reakciji. Večina jih nastane s sproščanjem svetlobe in toplote. Preprosto povedano, medsebojno delovanje snovi vodi do izgorevanja.

Biološka aktivnost kisika je posledica njegove topnosti v vodi. Pri sobni temperaturi v njem disociira 3 mililitre 8. snovi. Izračun temelji na 100 mililitrih vode.

Element kaže visoke ravni v etanolu in acetonu. V njih se raztopi 22 gramov kisika. Največjo disociacijo opazimo v tekočinah, ki vsebujejo fluor, na primer perfluorobutitetrahidrofuran. Na 100 mililitrov le-tega se raztopi skoraj 50 gramov 8. elementa.

Ko že govorimo o raztopljenem kisiku, omenimo njegove izotope. Atmosferski je številka 160. V zraku ga je 99,7 %. 0,3 % je izotopov 170 in 180. Njihove molekule so težje.

V stiku z njimi se voda skoraj ne spremeni v stanje pare. Tako se v zrak dvigne le 160. modifikacija 8. elementa. Težki izotopi ostajajo v morjih in oceanih.

Zanimivo je, da je kisik poleg plinastega in tekočega stanja lahko tudi trden. Tako kot tekoča različica nastane pri temperaturah pod ničlo. Vodni kisik zahteva -182 stopinj, kisik v kamninah pa najmanj -223.

Slednja temperatura proizvaja kubično kristalno mrežo. Od -229 do -249 stopinj Celzija je kristalna struktura kisika že heksagonalna. Tudi druge modifikacije so bile pridobljene umetno. Toda poleg nižjih temperatur zahtevajo povečan pritisk.

V normalnem stanju kisik spada med elemente z 2 atomoma, brez barve in vonja. Vendar pa obstaja 3-atomska različica junaka članka. To je ozon.

Ima izrazito svežo aromo. Je prijetno, a strupeno. Razlika od navadnega kisika je tudi velika masa molekul. Med razelektritvijo strele se atomi združijo.

Zato se po nevihtah čuti vonj po ozonu. Aroma se čuti tudi na visoki nadmorski višini 10-30 kilometrov. Tam nastajanje ozona izzove ultravijolično sevanje. Atomi kisika zajamejo sončno sevanje in se združijo v velike molekule. To namreč človeštvo varuje pred sevanjem.

Proizvodnja kisika

Industrialci izvlečejo junaka članka iz zraka. Očiščen je vodne pare, ogljikovega monoksida in prahu. Nato se zrak utekočini. Po čiščenju ostaneta samo dušik in kisik. Prvi izhlapi pri -192 stopinjah.

Kisik ostane. Toda ruski znanstveniki so odkrili skladišče že utekočinjenega elementa. Nahaja se v Zemljinem plašču. Imenuje se tudi geosfera. Plast se nahaja pod trdno skorjo planeta in nad njegovim jedrom.

Namestite tam znak elementa kisika Laserska stiskalnica je pomagala. Z njim smo sodelovali v sinhrotronskem centru DESY. Nahaja se v Nemčiji. Raziskavo so izvedli skupaj z nemškimi znanstveniki. Skupaj so izračunali, da je vsebnost kisika v domnevni plasti manije 8-10-krat večja kot v ozračju.

Naj pojasnimo prakso izračunavanja globokih kisikovih rek. Fiziki so delali z železovim oksidom. S stiskanjem in segrevanjem so znanstveniki dobili nove kovinske okside, ki jih prej niso poznali.

Ko je prišlo do tisoč stopinj in tlaka, 670.000-krat višjega od atmosferskega tlaka, je nastala spojina Fe 25 O 32. Opisane so razmere srednjih plasti geosfere.

Reakcija transformacije oksida poteka z globalnim sproščanjem kisika. Domnevati je treba, da se to dogaja tudi znotraj planeta. Železo je značilen element za plašč.

Kombinacija elementa s kisikom tudi značilno. Netipična različica je, da je atmosferski plin skozi milijone let uhajal iz podzemlja in se kopičil na njegovi površini.

Odkrito povedano, znanstveniki so dvomili o prevladujoči vlogi rastlin pri proizvodnji kisika. Zelenje lahko zagotovi le nekaj plina. V tem primeru se morate bati ne le uničenja flore, ampak tudi ohlajanja jedra planeta.

Znižanje temperature plašča lahko blokira proces nastajanja kisik. Masni delež zmanjšala se bo tudi njegova prisotnost v atmosferi in s tem življenje na planetu.

Vprašanje, kako izločiti kisik iz manije, ni vredno. Nemogoče je vrtati v zemljo do globine več kot 7000-8000 kilometrov. Vse, kar moramo storiti, je počakati, da junak članka sam doseže površje in ga izvleče iz ozračja.

Uporaba kisika

Aktivna uporaba kisika v industriji se je začela z izumom turboekspanderjev. Pojavili so se sredi prejšnjega stoletja. Naprave utekočinijo zrak in ga ločijo. Pravzaprav so to proizvodne naprave kisik.

Iz katerih elementov je sestavljena?»socialni krog« junaka članka? Prvič, to so kovine. Ne gre za neposredno interakcijo, ampak za taljenje elementov. Kisik se dodaja gorilnikom, da gorivo zgoreva čim bolj učinkovito.

Posledično se kovine hitreje mehčajo in se mešajo v zlitine. Na primer, konvekcijska metoda proizvodnje jekla ne more brez kisika. Navadni zrak je neučinkovit kot vžig. Rezanje kovin ne more brez utekočinjenega plina v jeklenkah.

Odkrit je bil kisik kot kemični element in kmetje. V utekočinjeni obliki snov konča v koktajlih za živali. Aktivno pridobivajo na teži. Povezavo med kisikom in maso živali lahko zasledimo v karbonskem obdobju razvoja Zemlje.

Dobo zaznamujejo vroče podnebje, obilica rastlin in s tem 8. plin. Posledično so 3 metre dolge stonoge plazile po planetu. Najdeni so bili fosili žuželk. Shema deluje tudi v sodobnem času. Dajte živali stalni dodatek k običajnemu deležu kisika in dobili boste povečanje biološke mase.

Zdravniki hranijo kisik v jeklenkah za lajšanje, to je za zaustavitev napadov astme. Plin je potreben tudi za odpravo hipoksije. Temu pravimo kisikovo stradanje. 8. element pomaga tudi pri obolenjih prebavil.

V tem primeru kisikovi koktajli postanejo zdravilo. V drugih primerih se snov daje bolnikom v gumiranih blazinah ali skozi posebne cevi in ​​maske.

V kemični industriji je junak članka oksidant. Reakcije, v katerih lahko sodeluje 8. element, smo že obravnavali. Značilnosti kisika pozitivno obravnavan na primer v raketni znanosti.

Junak članka je bil izbran kot oksidant ladijskega goriva. Najmočnejša oksidacijska mešanica je kombinacija obeh modifikacij 8. elementa. To pomeni, da raketno gorivo deluje z navadnim kisikom in ozonom.

Cena kisika

Junak članka se prodaja v jeklenkah. Zagotavljajo povezava elementov. S kisikom Kupite lahko jeklenke 5, 10, 20, 40, 50 litrov. Na splošno je standardni korak med volumni posod 5-10 litrov. Cenovni razpon za 40-litrsko različico je na primer od 3000 do 8500 rubljev.

Poleg visokih cenovnih oznak je praviloma navedba skladnosti z GOST. Njegova številka je "949-73". V oglasih s proračunskimi stroški jeklenk se redko navaja GOST, kar je zaskrbljujoče.

Prevoz kisika v jeklenkah

Filozofsko gledano je kisik neprecenljiv. Element je osnova življenja. Železo prenaša kisik po človeškem telesu. Skupina elementov se imenuje hemoglobin. Njegovo pomanjkanje je anemija.

Bolezen ima resne posledice. Prva od njih je zmanjšanje imunosti. Zanimivo je, da pri nekaterih živalih kisika v krvi ne prenaša železo. Pri podkovnjakih na primer baker organom dovaja 8. element.