Kisik (O) je nemetalni kemijski element grupe 16 (VIa) periodnog sustava. To je plin bez boje, mirisa i okusa koji je neophodan za žive organizme – životinje koje ga pretvaraju u ugljični dioksid i biljke koje koriste CO2 kao izvor ugljika i vraćaju O 2 u atmosferu. Kisik tvori spojeve reagirajući s gotovo bilo kojim drugim elementom, a također istiskuje kemijske elemente iz međusobnog povezivanja. U mnogim slučajevima ovi procesi su popraćeni oslobađanjem topline i svjetlosti. Najvažniji spoj kisika je voda.
Povijest otkrića
Godine 1772. švedski kemičar Carl Wilhelm Scheele prvi je demonstrirao kisik zagrijavanjem kalijevog nitrata, živinog oksida i mnogih drugih tvari. Neovisno o njemu, engleski kemičar Joseph Priestley je 1774. otkrio ovaj kemijski element toplinskom razgradnjom živinog oksida i objavio svoje nalaze iste godine, tri godine prije objave. Scheele. Godine 1775.-1780., francuski kemičar Antoine Lavoisier tumačio je ulogu kisika u disanju i izgaranju, odbacujući teoriju o flogistonu općenito prihvaćenu u to vrijeme. Zabilježio je njegovu sklonost stvaranju kiselina u kombinaciji s raznim tvarima i nazvao element oxygène, što na grčkom znači "proizvodnja kiseline".
Prevalencija
Što je kisik? Čini 46% mase zemljine kore, njen je najčešći element. Količina kisika u atmosferi iznosi 21% volumena, a težinska u morskoj vodi 89%.
U stijenama se element kombinira s metalima i nemetalima u obliku oksida, koji su kiseli (na primjer, sumpor, ugljik, aluminij i fosfor) ili bazični (soli kalcija, magnezija i željeza) i kao soli slični spojevi za koje se može smatrati da su nastali od kiselih i bazičnih oksida kao što su sulfati, karbonati, silikati, aluminati i fosfati. Iako su brojne, ove krute tvari ne mogu poslužiti kao izvor kisika, budući da je prekid veze elementa s atomima metala previše energetski zahtjevan.
Značajke
Ako je temperatura kisika ispod -183 °C, tada postaje blijedoplava tekućina, a na -218 °C - čvrsta. Čisti O2 je 1,1 puta teži od zraka.
Tijekom disanja životinje i neke bakterije troše kisik iz atmosfere i vraćaju ugljični dioksid, dok tijekom fotosinteze zelene biljke u prisutnosti sunčeve svjetlosti apsorbiraju ugljični dioksid i oslobađaju slobodni kisik. Skorosav O2 u atmosferi nastaje fotosintezom.
Na 20 °C, oko 3 volumna dijela kisika otapa se u 100 dijelova slatke vode, nešto manje u morskoj vodi. To je neophodno za disanje riba i ostalih morskih životinja.
Prirodni kisik mješavina je tri stabilna izotopa: 16O (99,759%), 17O (0,037%) i18O (0,204%). Poznato je nekoliko umjetno proizvedenih radioaktivnih izotopa. Najdugovječniji od njih je 15O (s poluživotom od 124 s), koji se koristi za proučavanje disanja u sisavaca.
Allotropes
Jasnija predstava o tome što je kisik, omogućuje vam da dobijete njegova dva alotropna oblika, dvoatomski (O2) i triatomski (O3 , ozon). Svojstva dvoatomskog oblika sugeriraju da šest elektrona veže atome, a dva ostaju nesparena, uzrokujući paramagnetizam kisika. Tri atoma u molekuli ozona nisu u ravnoj liniji.
Ozon se može proizvesti prema jednadžbi: 3O2 → 2O3.
Proces je endoterman (zahtijeva energiju); pretvorbu ozona natrag u dvoatomski kisik olakšava prisutnost prijelaznih metala ili njihovih oksida. Čisti kisik pretvara se u ozon užarenim električnim pražnjenjem. Reakcija se također događa pri apsorpciji ultraljubičastog svjetla valne duljine od oko 250 nm. Pojava ovog procesa u gornjim slojevima atmosfere eliminira zračenje koje bi moglo uzrokovatioštećenja života na površini Zemlje. Oštar miris ozona prisutan je u zatvorenim prostorima s iskre električnom opremom kao što su generatori. To je svijetloplavi plin. Gustoća mu je 1,658 puta veća od zraka, a ima točku vrelišta od -112°C pri atmosferskom tlaku.
Ozon je jako oksidacijsko sredstvo, sposobno pretvoriti sumpor dioksid u trioksid, sulfid u sulfat, jodid u jod (pružajući analitičku metodu za procjenu), i mnoge organske spojeve u oksigenirane derivate kao što su aldehidi i kiseline. Pretvorba ugljikovodika iz ispušnih plinova automobila u te kiseline i aldehide uz pomoć ozona je ono što uzrokuje smog. U industriji se ozon koristi kao kemijsko sredstvo, dezinficijens, tretman otpadnih voda, pročišćavanje vode i izbjeljivanje tkanina.
Način dobivanja
Način proizvodnje kisika ovisi o tome koliko je plina potrebno. Laboratorijske metode su sljedeće:
1. Termička razgradnja nekih soli kao što su kalijev klorat ili kalijev nitrat:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
Razgradnju kalijevog klorata kataliziraju oksidi prijelaznih metala. Za to se često koristi manganov dioksid (piroluzit, MnO2). Katalizator snižava temperaturu potrebnu za razvijanje kisika sa 400 na 250°C.
2. Temperaturna razgradnja metalnih oksida:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Scheele i Priestley koristili su spoj (oksid) kisika i žive (II) da bi dobili ovaj kemijski element.
3. Termička razgradnja metalnih peroksida ili vodikovog peroksida:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
Prve industrijske metode za odvajanje kisika iz atmosfere ili za proizvodnju vodikovog peroksida ovisile su o stvaranju barijevog peroksida iz oksida.
4. Elektroliza vode s malim nečistoćama soli ili kiselina, koje osiguravaju vodljivost električne struje:
2H2O → 2H2 + O2
Industrijska proizvodnja
Ako je potrebno dobiti velike količine kisika, koristi se frakcijska destilacija tekućeg zraka. Od glavnih sastojaka zraka, ima najvišu točku vrelišta i stoga je manje hlapljiv od dušika i argona. Proces koristi hlađenje plina dok se širi. Glavni koraci operacije su sljedeći:
- zrak se filtrira kako bi se uklonile čestice;
- vlaga i ugljični dioksid uklanjaju se apsorpcijom u lužinu;
- zrak se komprimira i toplina kompresije se uklanja normalnim postupcima hlađenja;
- onda ulazi u zavojnicu koja se nalazi ukamera;
- dio komprimiranog plina (pri tlaku od oko 200 atm) širi se u komori, hladeći zavojnicu;
- prošireni plin se vraća u kompresor i prolazi kroz nekoliko faza naknadnog širenja i kompresije, što rezultira tekućinom na -196 °C zrak postaje tekući;
- tekućina se zagrijava kako bi se destilirali prvi lagani inertni plinovi, zatim dušik, a ostaje tekući kisik. Višestruko frakcioniranje daje proizvod dovoljno čist (99,5%) za većinu industrijskih svrha.
Industrijska upotreba
Metalurgija je najveći potrošač čistog kisika za proizvodnju čelika s visokim udjelom ugljika: riješite se ugljičnog dioksida i drugih nemetalnih nečistoća brže i lakše nego korištenjem zraka.
Pročišćavanje otpadnih voda kisikom obećava učinkovitije pročišćavanje tekućih otpadnih voda od drugih kemijskih procesa. Spaljivanje otpada u zatvorenim sustavima korištenjem čistog O2.
. postaje sve važnije
Takozvani raketni oksidator je tekući kisik. Pure O2 Koristi se u podmornicama i ronilačkim zvonima.
U kemijskoj industriji kisik je zamijenio normalan zrak u proizvodnji tvari kao što su acetilen, etilen oksid i metanol. Medicinske primjene uključuju korištenje plina u komorama za kisik, inhalatorima i inkubatorima za bebe. Anestetički plin obogaćen kisikom pruža životnu podršku tijekom opće anestezije. Bez ovog kemijskog elementa, brojniindustrije koje koriste peći za taljenje. To je kisik.
Kemijska svojstva i reakcije
Visoka elektronegativnost i elektronski afinitet kisika tipični su za elemente koji pokazuju nemetalna svojstva. Svi kisikovi spojevi imaju negativno oksidacijsko stanje. Kada su dvije orbitale ispunjene elektronima, formira se ion O2-. U peroksidima (O22-) pretpostavlja se da svaki atom ima naboj od -1. Ovo svojstvo prihvaćanja elektrona potpunim ili djelomičnim prijenosom određuje oksidacijsko sredstvo. Kada takvo sredstvo reagira s tvari davatelja elektrona, njegovo vlastito oksidacijsko stanje se smanjuje. Promjena (smanjenje) oksidacijskog stanja kisika s nule na -2 naziva se redukcija.
U normalnim uvjetima, element tvori dvoatomske i triatomske spojeve. Osim toga, postoje vrlo nestabilne molekule s četiri atoma. U dvoatomskom obliku, dva nesparena elektrona nalaze se u nevezujućim orbitalama. To potvrđuje paramagnetsko ponašanje plina.
Intenzivna reaktivnost ozona ponekad se objašnjava pretpostavkom da je jedan od tri atoma u "atomskom" stanju. Ulazeći u reakciju, ovaj atom se odvaja od O3, ostavljajući molekularni kisik.
Molekula O2 je slabo reaktivna pri normalnim temperaturama i tlakovima okoline. Atomski kisik je puno aktivniji. Energija disocijacije (O2 → 2O) je značajna iiznosi 117,2 kcal po molu.
Veze
S nemetalima kao što su vodik, ugljik i sumpor, kisik stvara širok raspon kovalentno vezanih spojeva, uključujući okside nemetala kao što je voda (H2O), sumporov dioksid (SO2) i ugljični dioksid (CO2); organski spojevi kao što su alkoholi, aldehidi i karboksilne kiseline; uobičajene kiseline kao što su ugljična (H2CO3), sumporna (H2SO4) i dušik (HNO3); i odgovarajuće soli kao što su natrijev sulfat (Na2SO4), natrijev karbonat (Na2 CO 3) i natrijev nitrat (NaNO3). Kisik je prisutan u obliku O2- iona u kristalnoj strukturi čvrstih metalnih oksida, kao što je spoj (oksid) kisika i kalcija CaO. Metalni superoksidi (KO2) sadrže O2- ion, dok metalni peroksidi (BaO2), sadrže ion O22-. Spojevi kisika uglavnom imaju oksidacijsko stanje od -2.
Osnovne značajke
Na kraju navodimo glavna svojstva kisika:
- Elektronska konfiguracija: 1s22s22p4.
- Atomski broj: 8.
- Atomska masa: 15.9994.
- Točka ključanja: -183,0 °C.
- Točka topljenja: -218,4 °C.
- Gustoća (ako je tlak kisika 1 atm na 0 °C): 1,429 g/l.
- Oksidacija: -1, -2, +2 (u spojevima s fluorom).
