Шта је кисеоник? Комбинације кисеоника

Кисеоник (О) је неметални хемијски елемент групе 16 (ВИа) периодне таблице. То је безбојан, без укуса и без гљива неопходан за живе организме - животиње које га претварају у угљен-диоксид, и биљке које користе ЦО ₂ као извор угљеника и враћају О2 у атмосферу. Кисеоник обликује једињења која реагују са практично било којим другим елементом, а такође и премјештају хемијске елементе од везивања једни с другима. У многим случајевима, ови процеси праћени су ослобађањем топлоте и светлости. Најважније састојке кисеоника је вода.

Историја открића

1772. шведски хемичар Карл Вилхелм Сцхееле је прво показао шта је кисеоник, добивајући га загревањем калијум нитрата , живог оксида и многих других супстанци. Без обзира на њега 1774. године, енглески хемичар Џозеф Приестли открио је овај хемијски елемент термичким разлагањем живог оксида и објавио своје налазе исте године, три године пре објављивања Шелеа. 1775-1780 француски хемичар Антоине Лавоисиер је тумачио улогу кисеоника у дисању и пуцању, одбацујући теорију флогистона, уопште прихваћену у то вријеме. Напоменуо је своју склоност да формира киселине када се комбинује са различитим супстанцама и назива елемент оксиген, што на грчком значи "рађање киселине".

Преваленца

Шта је кисеоник? Израђујући 46% масе земаљске скорје, то је најчешћи елемент у њему. Количина кисеоника у атмосфери је 21% по запремини, а тежина у морској води је 89%.

У стенама елемент се комбинује са металима и не-метали у облику оксида, који су кисели (на пример, сумпор, угљеник, алуминијум и фосфор) или базични (калцијум, магнезијум и гвожђе соли), и као солинска једињења за која се може сматрати формиране од киселих И основни оксиди, као што су сулфати, карбонати, силикати, алуминате и фосфати. Иако су бројни, али ове чврсте материје не могу служити као извор кисеоника, пошто је разбијање везе између елемента и атома метала превише енергије.

Карактеристике

Ако је температура кисеоника испод -183 ° Ц, онда постаје бледо плава течност, а на -218 ° Ц је чврста. Чиста О ₂ је 1,1 пута тежа од ваздуха.

Током дисања, животиње и неке бактерије конзумирају кисеоник из атмосфере и враћају угљен-диоксид, док у процесу фотосинтезе зелене биљке упијају угљен-диоксид у присуству сунчеве светлости и ослобађају слободан кисеоник. Готово сви О ₂ у атмосфери производе фотосинтеза.

На 20 ° Ц, око 3 дела запремине кисеоника раствара се у 100 делова свеже воде, нешто мање у морској води. Ово је неопходно за дисање рибе и других морских животиња.

Природни кисеоник је мешавина три стабилна изотопа: ¹⁶ О (99,759%), ¹⁷ О (0,037%) и ¹⁸ О (0,204%). Познато је неколико вештачких радиоактивних изотопа. Најдужи од њих је ¹⁵ О (са полуживотом од 124 с), који се користи за проучавање дисања код сисара.

Аллотропес

Још јаснија идеја о томе шта је кисеоник, можете добити двије његове алотропске форме, диатомске (О2) и триатомске (О3, озоне). Карактеристике дијатомске форме указују на то да се шест електрона везује за атоме, а два остају неупарена, што узрокује парамагнетизам кисеоника. Три атома у молекулу озона се не налазе на истој равни.

Озон се може добити у складу са једнаџбом: 3О ₂ → 2О ₃ .

Процес је ендотермичан (захтева потрошњу енергије); Претварање озона у двоатомски кисеоник олакшава присуство транзиционих метала или њихових оксида. Чисти кисеоник се претвара у озон под дејством сјајаног електричног пражњења. Реакција се јавља и када се ултравијоље апсорбује таласном дужином од око 250 нм. Појава овог процеса у горњим слојевима атмосфере елиминише зрачење које може оштетити живот на површини Земље. Мирис озона је присутан у затвореним просторима са искривљеном електричном опремом, као што су генератори. Овај гас је светло плава. Његова густина је 1,658 пута већа од ваздуха и има температуру врела -112 ° Ц при атмосферском притиску.

Озон је јак оксидатор способан за претварање сумпор диоксида у триоксид, сулфид у сулфат, јодид у јод (обезбеђујући аналитичку методу за процјену), као и многа органска једињења у дериватима који садрже кисеоник као што су алдехиди и киселине. Узимање узорака угљеника из аутомобилских издувних гасова на ове киселине и алдехиде је узрок смога. У индустрији, озон се користи као хемијски реагенс, дезинфекционо средство, за пречишћавање отпадних вода, пречишћавање воде и бељење ткива.

Методе добијања

Начин производње кисеоника зависи од тога колико је потребан гас. Лабораторијске методе су следеће:

1. Термално распадање неких соли, као што је калијум хлорат или калијум нитрат:

• 2КЦлО3 → 2КЦл + 3О2.
• 2КНО ₃ → 2КНО ₂ + О ₂ .

Разлагање калијум хлората катализује оксиди транзиционе метале. За то се често користи манган диоксид (пиролусит, МнО2). Катализатор смањује потребну температуру за ослобађање кисеоника од 400 до 250 ° Ц.

2. Распадање металних оксида под утицајем температуре:

• 2ХгО → 2Хг + О2.
• 2Аг ₂ О → 4Аг + О ₂ .

Сцхееле и Приестлеи су користили једињење (оксид) кисеоника и живе (ИИ) да би добили овај хемијски елемент.

3. Термичко распадање металних пероксида или водоник пероксида:

• 2БаО + О2 → 2БаО2.
• 2БаО ₂ → 2БаО + О ₂ .
• БаО ₂ + Х ₂ СО ₄ → Х ₂ О ₂ + БаСО ₄ .
• 2Х2О2 → 2Х2О + О2 _.

Прве индустријске методе за одвајање кисеоника из атмосфере или за производњу водоник пероксида зависиле су од стварања баријум пероксида из оксида.

4. Електролиза воде са малим нечистоће соли или киселина, које обезбеђују проводљивост електричне струје:

2Х2О → 2Х2 + О2

Индустријска производња

Ако је потребно добити велике количине кисеоника, користи се фракциона дестилација течног ваздуха. Од главних компоненти ваздуха, он има највишу тачку кључања и стога је мање испарљив него азот и аргон. У процесу, гас се хлади док се шири. Главни кораци операције су следећи:

• Ваздух се филтрира за уклањање чврстих материја;
• Влага и угљен-диоксид уклањају се апсорпцијом у алкалијама;
• Ваздух је компримован, а топлота компресије уклања се конвенционалним поступком хлађења;
• Затим улази у калем у комору;
• Дио компримованог гаса (при притиску од око 200 атм) проширује се у комору, хлађење намотаја;
• Проширени гас се враћа у компресор и пролази кроз неколико фаза накнадног ширења и компресије, тако да ваздух -196 ° Ц постаје течност;
• Течност се загрева за дестилацију првих светлих инертних гасова, затим азот и остатак течног кисеоника. Вишеструко фракционисање производи производ који је прилично чист (99,5%) у већини индустријских намена.

Употреба у индустрији

Металургија је највећи потрошач чисте кисеоника за производњу угљеничног челика: ослобађање угљен-диоксида и других нечистоћа неметала је бржа и лакша од употребе ваздуха.

Пречишћавање отпадних вода помоћу кисеоника обећава за ефикасније третирање течних отпадних вода него у другим хемијским процесима. Горење отпада у затвореним системима чистоће О ₂ постаје све важније.

Такозвани ракетни оксидатор је течни кисеоник. Чиста О2 се користи на подморницама и у ронилачким звоном.

У хемијској индустрији, кисеоник је заменио конвенционални ваздух у производњи супстанци као што су ацетилен, етилен оксид и метанол. Медицинске апликације укључују коришћење гаса у кисеоникама, инхалаторима и дечијим инкубаторима. Анестетика која обогаћује кисик пружа подршку животу током опште анестезије. Без овог хемијског елемента, више индустрија које користе пећи за топљење не би могле постојати. То је оно што је кисеоник.

Хемијска својства и реакције

Велике вредности електронегативности и афинитета кисеоника су типичне за елементе који показују неметалне особине. Сва једињења кисеоника имају негативно стање оксидације. Када су два орбита испуњена електронима, формира се О ² јон. У пероксидима (О2 ^2- ) претпоставља се да сваки атом има напон од -1. Ова својина прихвата електроне пуним или делимичним преносом и одређује оксидант. Када такав агент реагује са супстанцом донора електрона, његово сопствено оксидационо стање се смањује. Промена (смањење) стања оксидације кисеоника од нуле до -2 назива се опоравак.

У нормалним условима, елемент формира дијатомска и триатомска једињења. Поред тога, постоје изузетно нестабилни тетрахалични молекули. У дијаматском облику, два неупарана електрона налазе се на не-везивним орбиталима. Ово потврђује парамагнетно понашање гаса.

Интензивна реактивност озона се понекад објашњава претпоставком да је један од три атома у "атомском" стању. Када се реагује, овај атом се раздваја од О3, остављајући молекуларни кисеоник.

Молекул О2 је слабо реактиван при нормалним температурама и притисцима околине. Атомски кисеоник је много активнији. Енергија дисоциације (О ₂ → 2О) је значајна и износи 117,2 кцал по молу.

Везе

Са не-метали као што су водоник, угљеник и сумпор, кисеоник формира велики број ковалентно везаних једињења, међу којима су не-метални оксиди, као што су вода (Х ₂ О), сумпор диоксид (СО ₂ ) и угљен-диоксид (ЦО ₂ ); Органска једињења као што су алкохоли, алдехиди и карбоксилне киселине; Заједне киселине као што су угљеник (Х ₂ ЦО ₃ ), сумпорни (Х ₂ СО ₄ ) и азот (ХНО ₃ ); И одговарајуће соли, као што је натријум сулфат (На2С04), натријум карбонат (На2Ц03) и натријум нитрат (НаНО3). Кисеоник је присутан као О2 јон у кристалној структури оксида чврстих метала, као што је кисеоник (оксид) једињење и калцијум ЦаО. Метални суперокиди (КО ₂ ) садрже О ₂ ^- јон, док су метални пероксиди (БаО ₂ ) садрже О2 ^2- јон. Кисеоничка једињења углавном имају оксидационо стање -2.

Основне карактеристике

На крају, ми наводимо главна својства кисеоника:

• Електронска конфигурација: 1с ² 2с ² 2п ⁴ .
• Атомски број: 8.
• Атомска тежина: 15,9994.
• Тачка кључања: -183,0 ° Ц
• Тачка топљења: -218,4 ° Ц
• Густина (ако је притисак кисеоника 1 атм на 0 ° Ц): 1.429 г / л.
• Оксидационо стање: -1, -2, +2 (у једињењима са флуором).