Kisik (O) je nekovinski kemični element skupine 16 (VIa) periodnega sistema. Je brezbarven plin brez vonja in okusa, ki je bistven za žive organizme – živali, ki ga spremenijo v ogljikov dioksid in rastline, ki uporabljajo CO2 kot vir ogljika in vračajo O 2 v ozračje. Kisik tvori spojine tako, da reagira s skoraj katerim koli drugim elementom, poleg tega pa izpodriva kemične elemente iz medsebojnega povezovanja. V mnogih primerih te procese spremljata sproščanje toplote in svetlobe. Najpomembnejša kisikova spojina je voda.
zgodovina odkritij
Leta 1772 je švedski kemik Carl Wilhelm Scheele prvič pokazal kisik s segrevanjem kalijevega nitrata, živosrebrovega oksida in mnogih drugih snovi. Neodvisno od njega je leta 1774 angleški kemik Joseph Priestley odkril ta kemični element s toplotno razgradnjo živosrebrovega oksida in svoje ugotovitve objavil istega leta, tri leta pred objavo. Scheele. V letih 1775-1780 je francoski kemik Antoine Lavoisier razlagal vlogo kisika pri dihanju in izgorevanju, pri čemer je zavrnil takrat splošno sprejeto teorijo flogistona. Opazil je njegovo nagnjenost k tvorbi kislin v kombinaciji z različnimi snovmi in poimenoval element oxygène, kar v grščini pomeni "proizvaja kislino".
Razširjenost
Kaj je kisik? Sestavlja 46% mase zemeljske skorje in je njen najpogostejši element. Količina kisika v ozračju je 21 vol. %, v morski vodi pa 89 %.
V kamninah je element v kombinaciji s kovinami in nekovinami v obliki oksidov, ki so kisli (na primer žveplo, ogljik, aluminij in fosfor) ali bazični (soli kalcija, magnezija in železa) in kot solim podobne spojine, ki jih lahko štejemo za nastale iz kislih in bazičnih oksidov, kot so sulfati, karbonati, silikati, aluminati in fosfati. Čeprav jih je veliko, te trdne snovi ne morejo služiti kot vir kisika, saj je prekinitev vezi elementa s kovinskimi atomi preveč energijsko potratna.
Funkcije
Če je temperatura kisika pod -183 °C, postane bledo modra tekočina, pri -218 °C pa trdna. Čisti O2 je 1,1-krat težji od zraka.
Med dihanjem živali in nekatere bakterije porabljajo kisik iz ozračja in vračajo ogljikov dioksid, medtem ko zelene rastline med fotosintezo ob sončni svetlobi absorbirajo ogljikov dioksid in sproščajo prosti kisik. skorajves O2 v ozračju nastane s fotosintezo.
Pri 20 °C se približno 3 volumski deli kisika raztopijo v 100 delih sladke vode, nekoliko manj v morski vodi. To je potrebno za dihanje rib in drugega morskega življenja.
Naravni kisik je mešanica treh stabilnih izotopov: 16O (99,759%), 17O (0,037 %) in18O (0,204%). Znanih je več umetno proizvedenih radioaktivnih izotopov. Najdaljši od teh je 15O (z razpolovno dobo 124 s), ki se uporablja za preučevanje dihanja pri sesalcih.
Alotropi
Jasnejša ideja o tem, kaj je kisik, vam omogoča, da dobite njegovi dve alotropni obliki, diatomsko (O2) in triatomsko (O3 , ozon). Lastnosti dvoatomske oblike kažejo, da šest elektronov veže atome, dva pa ostaneta neparna, kar povzroča paramagnetizem kisika. Trije atomi v molekuli ozona niso v ravni črti.
Ozon je mogoče proizvesti po enačbi: 3O2 → 2O3.
Proces je endotermen (potrebna je energija); pretvorbo ozona nazaj v dvoatomski kisik olajša prisotnost prehodnih kovin ali njihovih oksidov. Čisti kisik se pretvori v ozon z žarečo električno razelektritvijo. Reakcija se pojavi tudi pri absorpciji ultravijolične svetlobe z valovno dolžino približno 250 nm. Pojav tega procesa v zgornji atmosferi odpravlja sevanje, ki bi ga lahko povzročiloškodo življenju na zemeljskem površju. Oster vonj po ozonu je prisoten v zaprtih prostorih z iskrico električno opremo, kot so generatorji. Je svetlo moder plin. Njegova gostota je 1,658-krat večja od gostote zraka in ima vrelišče -112°C pri atmosferskem tlaku.
Ozon je močan oksidant, sposoben pretvoriti žveplov dioksid v trioksid, sulfid v sulfat, jodid v jod (zagotavlja analitično metodo za ocenjevanje) in številne organske spojine v oksigenirane derivate, kot so aldehidi in kisline. Pretvorba ogljikovodikov iz avtomobilskih izpušnih plinov v te kisline in aldehide z ozonom je tisto, kar povzroča smog. V industriji se ozon uporablja kot kemično sredstvo, razkužilo, čiščenje odpadne vode, čiščenje vode in beljenje tkanin.
Način pridobivanja
Način proizvodnje kisika je odvisen od tega, koliko plina je potrebno. Laboratorijske metode so naslednje:
1. Toplotna razgradnja nekaterih soli, kot sta kalijev klorat ali kalijev nitrat:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
Razgradnjo kalijevega klorata katalizirajo oksidi prehodnih kovin. Za to se pogosto uporablja manganov dioksid (piroluzit, MnO2). Katalizator zniža temperaturo, potrebno za razvoj kisika, s 400 na 250°C.
2. Temperaturna razgradnja kovinskih oksidov:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Scheele in Priestley sta uporabila spojino (oksid) kisika in živega srebra (II) za pridobitev tega kemičnega elementa.
3. Toplotna razgradnja kovinskih peroksidov ali vodikovega peroksida:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
Prve industrijske metode za ločevanje kisika iz ozračja ali za proizvodnjo vodikovega peroksida so bile 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 sestavin zraka ima najvišje vrelišče in je zato manj hlapen kot dušik in argon. Postopek uporablja hlajenje plina, ko se širi. Glavni koraki operacije so naslednji:
- zrak se filtrira za odstranjevanje delcev;
- vlaga in ogljikov dioksid se odstranita z absorpcijo v alkalijo;
- zrak se stisne in toplota stiskanja se odstrani z običajnimi postopki hlajenja;
- nato vstopi v tuljavo, ki se nahaja vkamera;
- del stisnjenega plina (pri tlaku približno 200 atm) se širi v komori in hladi tuljavo;
- razširjeni plin se vrne v kompresor in gre skozi več stopenj poznejše ekspanzije in stiskanja, kar povzroči, da tekočina pri -196 °C zrak postane tekoča;
- tekočina se segreje, da se destilirajo prvi lahki inertni plini, nato dušik in ostane tekoči kisik. Večkratno frakcioniranje daje izdelek dovolj čist (99,5 %) za večino industrijskih namenov.
Industrijska uporaba
Metalurgija je največji porabnik čistega kisika za proizvodnjo visokoogljikovega jekla: hitreje in lažje se znebite ogljikovega dioksida in drugih nekovinskih nečistoč kot z zrakom.
Čiščenje odpadne vode s kisikom obljublja učinkovitejše čiščenje tekočih odpadnih voda kot drugi kemični procesi. Sežiganje odpadkov v zaprtih sistemih z uporabo čistega O2.
. postaja vse pomembnejše
Tako imenovani raketni oksidant je tekoči kisik. Pure O2 Uporablja se v podmornicah in potapljaških zvonovih.
V kemični industriji je kisik nadomestil običajni zrak pri proizvodnji snovi, kot so acetilen, etilen oksid in metanol. Medicinske aplikacije vključujejo uporabo plina v kisikovih komorah, inhalatorjih in inkubatorjih za dojenčke. Anestetični plin, obogaten s kisikom, zagotavlja življenjsko podporo med splošno anestezijo. Brez tega kemičnega elementa, številneindustrije, ki uporabljajo talilne peči. To je kisik.
Kemijske lastnosti in reakcije
Visoka elektronegativnost in elektronska afiniteta kisika sta značilni za elemente, ki kažejo nekovinske lastnosti. Vse kisikove spojine imajo negativno oksidacijsko stanje. Ko sta dve orbitali napolnjeni z elektroni, nastane ion O2-. V peroksidih (O22-) se domneva, da ima vsak atom naboj -1. Ta lastnost sprejemanja elektronov s popolnim ali delnim prenosom določa oksidant. Ko takšno sredstvo reagira s snovjo dajalca elektronov, se njegovo lastno oksidacijsko stanje zniža. Sprememba (zmanjšanje) oksidacijskega stanja kisika iz nič na -2 se imenuje redukcija.
V normalnih pogojih element tvori dvoatomske in triatomske spojine. Poleg tega obstajajo zelo nestabilne molekule s štirimi atomi. V dvoatomski obliki se dva neparna elektrona nahajata v nevezujočih orbitalah. To potrjuje paramagnetno obnašanje plina.
Intenzivno reaktivnost ozona včasih razložimo s predpostavko, da je eden od treh atomov v "atomskem" stanju. Ko vstopi v reakcijo, se ta atom loči od O3, pri čemer ostane molekularni kisik.
Molekula O2 je šibko reaktivna pri normalnih temperaturah in tlakih okolice. Atomski kisik je veliko bolj aktiven. Energija disociacije (O2 → 2O) je pomembna inje 117,2 kcal na mol.
Povezave
Z nekovinami, kot so vodik, ogljik in žveplo, kisik tvori široko paleto kovalentno vezanih spojin, vključno z oksidi nekovin, kot je voda (H2O), žveplov dioksid (SO2) in ogljikov dioksid (CO2); organske spojine, kot so alkoholi, aldehidi in karboksilne kisline; običajne kisline, kot so ogljikova (H2CO3), žveplova (H2SO4) in dušik (HNO3); in ustrezne soli, kot so natrijev sulfat (Na2SO4), natrijev karbonat (Na2 CO 3) in natrijev nitrat (NaNO3). Kisik je prisoten v obliki ionov O2- v kristalni strukturi trdnih kovinskih oksidov, kot je spojina (oksid) kisika in kalcijevega CaO. Kovinski superoksidi (KO2) vsebujejo ion O2-, medtem ko kovinski peroksidi (BaO2), vsebujejo ion O22-. Kisikove spojine imajo večinoma oksidacijsko stanje -2.
Osnovne funkcije
Na koncu navedemo glavne lastnosti kisika:
- Elektronska konfiguracija: 1s22s22p4.
- Atomska številka: 8.
- Atomska masa: 15,9994.
- Vrelišče: -183,0 °C.
- Tališče: -218,4 °C.
- Gostota (če je tlak kisika 1 atm pri 0 °C): 1,429 g/l.
- Oksidacijska stanja: -1, -2, +2 (v spojinah s fluorom).
