Kaj je kisik? Kisikove spojine

Kisik (O) je nekovinski kemični element skupine 16 (VIa) periodične tabele. To je brezbarven, brez okusa in vonja, ki ga potrebujejo živi organizmi - živali, ki jih spreminjajo ogljikov dioksid, in rastline, ki uporabljajo CO₂

Zgodovina odkritja

Leta 1772 je švedski kemik Karl Wilhelm Scheele najprej pokazal, kaj je kisik, tako da ga dobimo s segrevanjem nitrata kalij, oksid živo srebro, pa tudi številne druge snovi. Ne glede na njega leta 1774 je angleški kemik Joseph Priestley odkril ta kemični element s toplotnim razkrojem oksida živega srebra in svoje ugotovitve objavil istega leta, tri leta pred objavo Scheeleja. Leta 1775-1780 je francoski kemolog Antoine Lavoisier razlagal vlogo kisika pri dihanju in peki, zavračal teorijo flogistona, ki je bila takrat splošno sprejeta. Opozoril je, da je nagnjen k oblikovanju kislin v kombinaciji z različnimi snovmi in je imenoval element oksigen, ki v grščini pomeni "rojstvo kisline".

Razširjenost

Kaj je kisik? S 46 odstotki mase zemeljske skorje je najpogostejši element zemeljske skorje. Količina kisika v atmosferi je 21 vol.%, V masi pa 89 mas.%.

V skalah elementa v kombinaciji s kovinami in nekovin kot oksidov, ki so kisle (npr žveplo, ogljik, aluminij in fosfor) ali osnovnim (kalcija, magnezija in železa) in kot sol podobnih spojin, ki se lahko šteje kot tvorjen iz kisline in bazičnih oksidov, kot so sulfati, karbonati, silikati, aluminati in fosfati. Čeprav so številni, vendar ti trdne snovi ne morejo služiti kot viri kisika, saj je prekinitev vezi med elementom in kovinskimi atomi preveč energetsko intenzivna.

Značilnosti

Če je temperatura kisika nižja od -183 ° C, postane bledo modra tekočina in pri -218 ° C postane trdna. Pure O₂ 1,1 krat težji od zraka.

Med dihanjem živali in nekatere bakterije porabijo kisik iz atmosfere in recikliramo ogljikov dioksid, medtem ko je v zelenem rastlin fotosintezo v prisotnosti sončne svetlobe absorbirajo ogljikov dioksid in sprostitev prostega kisika. Skoraj vsi O₂ v ozračju nastane zaradi fotosinteze.

Pri 20 ° C se približno 3 volumske deleža kisika raztopi v 100 delih sveže vode, nekoliko manj v morski vodi. To je potrebno za dihanje rib in drugih morskih življenj.

Naravni kisik je mešanica treh stabilnih izotopov: ¹⁶O (99,759%), ¹⁷O (0,037%) in ¹⁸O (0,204%). Znani so več umetno pridobljenih radioaktivnih izotopov. Najdaljša življenjska doba je njihova ¹⁵O (s razpolovno dobo 124 s), ki se uporablja za preučevanje dihal pri sesalcih.

Allotropes

Jasnejša ideja o tem, kaj je kisik, lahko dobite dve njeni alotropni obliki, diatomsko (O₂) in triatomski (O₃, ozon). Lastnosti diatomske oblike kažejo, da se šest atomov veže na atome, dve pa sta še neparna, kar povzroči paramagnetizem kisika. Trije atomi v molekuli ozona niso locirani na isti ravni črti.

Ozon lahko dobimo v skladu z enačbo: 3O₂ → 2O₃.

Proces je endotermičen (zahteva porabo energije) - pretvorbo ozona nazaj v diatomski kisik olajša prisotnost prehodnih kovin ali njihovih oksidov. Čisti kisik se pretvori v ozon pod vplivom žarečega električnega praznjenja. Reakcija se pojavi tudi, ko se ultravijolično absorbira z valovno dolžino okoli 250 nm. Pojav tega procesa v zgornjih plasteh atmosfere odpravlja sevanje, ki bi lahko poškodovalo življenje na površini Zemlje. Vonj ozona je prisoten v zaprtih prostorih s penečo električno opremo, kot so generatorji. To je svetlo modri plin. Njegova gostota je 1,658-krat večja od zraka in ima vrelišče -112 ° C pri atmosferskem tlaku.

Ozon - močan oksidant, sposoben pretvorbe žveplov dioksid trioksid sulfid sulfate, jodid, jod (analitska metoda za zagotavljanje oceno), kot tudi mnoge vsebujejo kisik kombiniranih derivatov organska, kot so aldehidi in kisline. Pretvorba ogljikovodikov iz avtomobilskih izpušnih plinov v te kisline in aldehide je vzrok smoga. V industriji se ozon uporablja kot kemični reagent, razkužilo, za čiščenje odpadne vode, čiščenje vode in beljenje tkiv.

Metode pridobivanja

Način pridobivanja kisika je odvisen od tega, koliko plina je potrebno. Laboratorijske metode so naslednje:

1. Termično razkroj nekaterih soli, kot je kalijev klorat ali kalijev nitrat:

• 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂.
• 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂.

Razkroj kalijevega klorata katalizirajo prehodni kovinski oksidi. Za to je manganov dioksid (pirolusit, MnO₂). Katalizator zmanjša temperaturo, ki je potrebna za sprostitev kisika s 400 na 250 ° C.

2. Razkroj kovinskih oksidov pod vplivom temperature:

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

Scheele in Priestley sta uporabila spojino (oksid) kisika in živega srebra (II) za pridobitev tega kemijskega elementa.

3. Toplotna razgradnja kovinskih peroksidov ali vodikovega peroksida:

• 2BaO + O₂ → 2BaO₂.
• 2BaO₂ → 2BaO + O₂.
• BaO₂ + H₂Tako₄ → H₂O₂ + BaSO₄.
• 2H₂O₂ → 2H₂O + O_2.

Prve industrijske metode ločevanja kisika iz ozračja ali za proizvodnjo vodikovega peroksida so odvisne od tvorbe barijevega peroksida iz oksida.

4. Elektroliza vode z majhnimi nečistočami soli ali kislin, ki zagotavljajo prevodnost električnega toka:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Industrijska proizvodnja

Če je potrebno pridobiti velike količine kisika, se uporablja frakcijska destilacija tekočega zraka. Od glavnih komponent zraka ima najvišjo temperaturo vrelišča in je zato manj hlapna kot dušik in argon. Pri tem se hlajenje plina uporablja, ko se širi. Glavni koraki operacije so naslednji:

• zrak se filtrira, da se odstranijo trdne snovi;
• vlago in ogljikov dioksid odstranimo z absorpcijo v alkaliji;
• zrak stisne in toplota kompresije se odstrani s konvencionalnimi postopki hlajenja;
• potem vstopi v tuljavo v komori;
• del stisnjenega plina (pri tlaku okoli 200 atm) se razširi v komoro, hlajenje tuljave;
• ekspandiran plin se vrne v kompresor in preide v več stopenj naknadnega raztezanja in stiskanja, tako da zrak pri -196 ° C postane tekoč;
• tekočina se segreva, da destili prvi svetlobni inertni plini, nato dušik in ostane tekoči kisik. Večkratna frakcija proizvede proizvod, ki je precej čist (99,5%) za večino industrijskih namenov.

Uporaba v industriji

Metalurgija je največji porabnik čistega kisika za proizvodnjo ogljikovega jekla: odstranjevanje ogljikovega dioksida in drugih nečistoč nekovin je hitrejše in lažje kot uporaba zraka.

Obdelava odpadne vode s kisikom je obetavna za učinkovitejše čiščenje tekočih odpadnih vod kot v drugih kemičnih procesih. Izgorevanje odpadkov v zaprtih sistemih s čisto O₂.

Tako imenovani raketni oksidant je tekoči kisik. Pure O₂ Uporablja se na podmornicah in v potapljaških zvonih.

V kemični industriji je kisik nadomestil konvencionalni zrak v proizvodnji snovi, kot so acetilen, etilen oksid in metanol. Zdravstvene aplikacije vključujejo uporabo plina v kisikovih komorah, inhalatorjih in otroških inkubatorjih. Obogateni plinastim anestetikom obogaten s kisikom zagotavlja preživetje med splošno anestezijo. Brez tega kemijskega elementa več industrij, ki uporabljajo talilne peči, ne bi moglo obstajati. To je tisto, kar je kisik.

Kemijske lastnosti in reakcije

Velike vrednosti elektronegativnosti in elektronske afinitete kisika so značilne za elemente, ki kažejo nekovinske lastnosti. Vse kisikove spojine imajo negativno stanje oksidacije. Ko dve orbiti napolnijo z elektroni, je O^2-. V peroksidih (O₂^2-) se domneva, da ima vsak atom napolnjenost -1. Ta lastnost je, da elektrone sprejmejo s polnim ali delnim prenosom in določi oksidant. Ko se tak agent reagira s snovjo donorja elektronov, se lastno oksidacijsko stanje zmanjša. Sprememba (zmanjšanje) stanja oksidacije kisika od nič do -2 se imenuje okrevanje.

V normalnih pogojih element sestavlja diatomske in triatomske spojine. Poleg tega so zelo nestabilne tetrahalomične molekule. V dvoposteljni obliki sta na nepojasnjenih orbitalih nameščena dva neparirana elektronika. To potrjuje paramagnetno obnašanje plina.

Intenzivna reaktivnost ozona se včasih razlaga s predpostavko, da je eden od treh atomov v "atomskem" stanju. Ko se reagira, se ta atom oddaljuje od O₃, pri čemer molekularni kisik.

Molekule O₂ Pri normalnih temperaturah in tlakih okolja je rahlo reaktiven. Atomski kisik je veliko bolj aktiven. Energija disociacije (O₂ → 2O) je pomemben in znaša 117,2 kcal na mol.

Povezave

Z nekovinami, kot so vodik, ogljik in žveplo, kisik tvori velik razpon kovalentno vezanih spojin, med njimi nekovinski oksidi, kot je voda (H₂O), žveplov dioksid (SO₂) in ogljikovega dioksida (CO₂) - organske spojine, kot so alkoholi, aldehidi in karboksilne kisline - navadne kisline, kot je ogljik (H₂CO₃), žveplov (H₂Tako₄) in dušik (HNO₃) - in ustrezne soli, kot je natrijev sulfat (Na₂Tako₄), natrijev karbonat (Na₂CO₃) in natrijev nitrat (NaNO₃). Kisik je prisoten kot O^2- v kristalni strukturi trdnih kovinskih oksidov, kot so spojina (oksid) kisika in kalcijev CaO. Kovinski superoksid (CO₂) vsebujejo O₂^- , kovinski peroksidi (BaO₂), vsebujejo ion O₂^2-. Kisikove spojine imajo na splošno oksidacijsko stanje -2.

Osnovne lastnosti

Na koncu pa navajemo glavne lastnosti kisika:

• Elektronska konfiguracija: 1s²2s²2p⁴.
• Atomska številka: 8.
• Atomska teža: 15,9994.
• Vrelišče: -183,0 ° C
• Tališče: -218,4 ° C
• Gostota (če je tlak kisika 1 atm pri 0 ° C): 1,429 g / l.
• Oksidacijsko stanje: -1, -2, +2 (v spojinah s fluorom).