Kisik je najzastupljeniji element na Zemlji. Morska voda sadrži 85,82% kisika, atmosferski zrak 23,15% težinski ili 20,93% masenog udjela, te 47,2% masenog udjela u zemljinoj kori. Ova koncentracija kisika u atmosferi održava se konstantnom kroz proces fotosinteze. U tom procesu zelene biljke pretvaraju ugljični dioksid i vodu u ugljikohidrate i kisik kada su izložene sunčevoj svjetlosti. Glavna masa kisika je u vezanom stanju; količina molekularnog kisika u atmosferi iznosi samo 0,01% ukupnog sadržaja kisika u zemljinoj kori. U životu prirode kisik je od iznimne važnosti. Kisik i njegovi spojevi neophodni su za održavanje života. Oni igraju važnu ulogu u metaboličkim procesima i disanju. Kisik je dio bjelančevina, masti, ugljikohidrata od kojih su "izgrađeni" organizmi; ljudsko tijelo, na primjer, sadrži oko 65% kisika. Većina organizama dobiva energiju potrebnu za obavljanje svojih vitalnih funkcija oksidacijom određenih tvari kisikom. Gubitak kisika u atmosferi kao rezultat procesa disanja, raspadanja i izgaranja nadoknađuje se kisikom koji se oslobađa tijekom fotosinteze. Krčenje šuma, erozija tla, razni rudarski radovi na površini smanjuju ukupnu masu fotosinteze i smanjuju ciklus na velikim površinama.

Kisik nije uvijek bio dio Zemljine atmosfere. Pojavio se kao rezultat vitalne aktivnosti fotosintetskih organizama. Pod utjecajem ultraljubičastih zraka pretvara se u ozon. Kako se ozon nakupljao, u gornjim slojevima atmosfere formirao se ozonski omotač. Ozonski omotač, poput zaslona, ​​pouzdano štiti površinu Zemlje od ultraljubičastog zračenja koje je pogubno za žive organizme.

Geokemijski ciklus kisika povezuje plinovite i tekuće ljuske sa zemljinom korom. Njegove glavne točke su: oslobađanje slobodnog kisika tijekom fotosinteze, oksidacija kemijskih elemenata, ulazak izrazito oksidiranih spojeva u duboke zone zemljine kore i njihova djelomična redukcija, uključujući i zbog spojeva ugljika, uklanjanje ugljičnog monoksida i vode na površinu zemljine kore i njihovo sudjelovanje u reakciji fotosinteze.

Osim gore opisanog ciklusa kisika u nevezanom obliku, ovaj element također obavlja najvažniji ciklus, ulazeći u sastav vode (slika 3.). Tijekom ciklusa voda isparava s površine oceana, vodena para se kreće zajedno sa zračnim strujama, kondenzira se, a voda se vraća u obliku oborina na površinu kopna i mora. Postoji veliki ciklus vode, u kojem se voda koja je pala u obliku oborina na kopnu vraća u mora površinskim i podzemnim otjecanjem; i mali ciklus vode, u kojem oborine padaju na površinu oceana.

Krug kisika popraćen je njegovim dolaskom i potrošnjom.

Dolazak kisika uključuje: 1) oslobađanje tijekom fotosinteze; 2) stvaranje u ozonskom omotaču pod utjecajem UV zračenja (u maloj količini); 3) disocijacija molekula vode u gornjim slojevima atmosfere pod utjecajem UV zračenja; 4) stvaranje ozona – O3.

Potrošnja kisika uključuje: 1) potrošnju životinja tijekom disanja; 2) oksidativni procesi u zemljinoj kori; 3) oksidacija ugljičnog monoksida (CO) koji se oslobađa tijekom vulkanskih erupcija.

Kisik je glavni biogeni element koji je dio molekula svih najvažnijih tvari koje osiguravaju strukturu i funkcije stanica – proteina, nukleinskih kiselina, ugljikohidrata, lipida, kao i mnogih spojeva male molekularne mase. U svakoj biljci ili životinji ima puno više kisika od bilo kojeg drugog elementa (prosječno oko 70%). Ljudsko mišićno tkivo sadrži 16% kisika, koštano tkivo - 28,5%; ukupno tijelo prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) sadrži 43 kg kisika. Kisik u organizam životinja i ljudi uglavnom dolazi preko dišnih organa (slobodni kisik) i s vodom (vezani kisik). Potreba tijela za kisikom određena je razinom (intenzitetom) metabolizma, što ovisi o masi i površini tijela, dobi, spolu, ishrani, vanjskim uvjetima itd. U ekologiji je omjer ukupnog disanja (tj. ukupni oksidativni procesi) zajednice određuje se kao važna energetska karakteristika.organizama na njegovu ukupnu biomasu.

U medicini se koriste male količine kisika: kisik (iz tzv. kisikovih jastuka) daje se malo vremena za disanje pacijentima koji teško dišu. Međutim, mora se imati na umu da je dugotrajno udisanje zraka obogaćenog kisikom opasno za ljudsko zdravlje. Visoke koncentracije kisika uzrokuju stvaranje slobodnih radikala u tkivima koji remete strukturu i funkcije biopolimera. Ionizirajuće zračenje ima sličan učinak na tijelo. Stoga smanjenje sadržaja kisika (hipoksija) u tkivima i stanicama pri zračenju tijela ionizirajućim zračenjem ima zaštitni učinak – tzv. učinak kisika. Taj se učinak koristi u terapiji zračenjem: povećanjem sadržaja kisika u tumoru i smanjenjem njegovog sadržaja u okolnim tkivima, povećavaju zračenje tumorskih stanica i smanjuju oštećenja zdravih. Kod nekih bolesti koristi se zasićenje tijela kisikom pod visokim tlakom – hiperbarična oksigenacija.

Glavna (zapravo, jedina) funkcija kisika je njegovo sudjelovanje kao oksidacijskog sredstva u redoks reakcijama u tijelu. Zbog prisutnosti kisika, organizmi svih životinja u stanju su iskoristiti (zapravo "spaliti") razne tvari (ugljikohidrate, masti, bjelančevine) uz ekstrakciju određene energije "izgaranja" za vlastite potrebe. U mirovanju tijelo odrasle osobe troši 1,8-2,4 g kisika u minuti.

Ozon(od drugog grčkog ὄζω - mirišem) - alotropska modifikacija kisika koja se sastoji od troatomskih O 3 molekula. U normalnim uvjetima - plavi plin. Ukapljenim, prelazi u indigo tekućinu. U čvrstom obliku je tamnoplavih, gotovo crnih kristala.

Pitanje

Sumpor- element 16. skupine (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podskupina skupine VI), treće razdoblje periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 16. Pokazuje nemetalna svojstva. Označeno simbolom S(lat. sumpor). U spojevima vodika i kisika, dio je raznih iona, tvori mnoge kiseline i soli. Mnoge soli koje sadrže sumpor slabo su topive u vodi.

U zraku, sumpor gori, stvarajući sumporov dioksid - bezbojni plin oštrog mirisa:

Koristeći spektralnu analizu, ustanovljeno je da je zapravo proces oksidacije sumpora u dioksid lančana reakcija i nastaje stvaranjem niza međuprodukata: sumpor monoksid S 2 O 2 , molekularni sumpor S 2 , slobodni atomi sumpora S i slobodni radikali sumpor-monoksida SO .

Redukciona svojstva sumpora očituju se u reakcijama sumpora s drugim nemetalima, međutim, na sobnoj temperaturi, sumpor reagira samo s fluorom:

Talina sumpora reagira s klorom, dok je moguće stvaranje dvaju nižih klorida (sumpor diklorida i ditiodiklorida):

Uz višak sumpora također nastaju različiti poliserski dikloridi tipa S n Cl 2.

Kada se zagrijava, sumpor također reagira s fosforom, tvoreći mješavinu fosfornih sulfida, među kojima je najveći sulfid P 2 S 5:

Osim toga, kada se zagrijava, sumpor reagira s vodikom, ugljikom, silicijem:

(vodikov sulfid)

(ugljični disulfid)

Kada se zagrije, sumpor stupa u interakciju s mnogim metalima, često vrlo burno. Ponekad se mješavina metala sa sumporom zapali pri paljenju. U toj interakciji nastaju sulfidi:

Otopine sulfida alkalnih metala reagiraju sa sumporom i nastaju polisulfidi:

Od složenih tvari prije svega treba istaknuti reakciju sumpora s rastopljenom alkalijom, u kojoj je sumpor disproporcionalan slično kao i klor:

Dobivena legura naziva se sumporna jetra.

S koncentriranim oksidirajućim kiselinama (HNO 3, H 2 SO 4), sumpor reagira samo produljenim zagrijavanjem:

S porastom temperature u sumpornim parama dolazi do promjena u kvantitativnom molekularnom sastavu. Broj atoma u molekuli se smanjuje:

Na 800-1400 °C, pare se uglavnom sastoje od dvoatomnog sumpora:

A na 1700 ° C, sumpor postaje atomski:

Biološka uloga: Sumpor je stalno prisutan u svim živim organizmima, kao važan biogeni element. Njegov sadržaj u biljkama je 0,3-1,2%, u životinjama 0,5-2% (morski organizmi sadrže više sumpora od kopnenih). Biološki značaj sumpora određen je prvenstveno činjenicom da je dio aminokiselina metionin i cistein, a time i u sastavu peptida i proteina. Disulfidne veze –S–S– u polipeptidnim lancima sudjeluju u stvaranju prostorne strukture proteina, a sulfhidrilne skupine (–SH) imaju važnu ulogu u aktivnim centrima enzima. Osim toga, sumpor je uključen u molekule hormona, važnih tvari. Mnogo se sumpora nalazi u keratinu kose, kostiju i živčanog tkiva. Anorganski spojevi sumpora neophodni su za mineralnu ishranu biljaka. Oni služe kao supstrati za oksidativne reakcije koje provode prirodne sumporne bakterije.

Tijelo prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) sadrži oko 1402 g sumpora. Dnevna potreba odrasle osobe za sumporom je oko 4.

No, po svom negativnom utjecaju na okoliš i čovjeka, sumpor (točnije, njegovi spojevi) je jedno od prvih mjesta. Glavni izvor onečišćenja sumporom je izgaranje ugljena i drugih goriva koja sadrže sumpor. Istodobno, oko 96% sumpora sadržanog u gorivu ulazi u atmosferu u obliku sumporovog dioksida SO 2 .

U atmosferi se sumpor dioksid postupno oksidira u sumporov oksid (VI). Oba oksida - i sumporov oksid (IV) i sumporov oksid (VI) - u interakciji s vodenom parom tvore kiselinu. Ove otopine tada ispadaju kao kisele kiše. Nakon što uđu u tlo, kisele vode inhibiraju razvoj faune tla i biljaka. Kao rezultat, stvaraju se nepovoljni uvjeti za razvoj vegetacije, osobito u sjevernim krajevima, gdje se oštroj klimi pridodaje i kemijsko onečišćenje. Zbog toga šume umiru, travnati pokrivač je narušen, a stanje vodnih tijela se pogoršava. Kisele kiše uništavaju spomenike od mramora i drugih materijala, štoviše, uzrokuju uništavanje čak i kamenih zgrada i metalnih proizvoda. Stoga je potrebno poduzeti različite mjere kako bi se spriječio prodor sumpornih spojeva iz goriva u atmosferu. Za to se nafta i naftni proizvodi pročišćavaju od sumpornih spojeva, a plinovi koji nastaju tijekom izgaranja goriva pročišćavaju se.

Sam po sebi, sumpor u obliku prašine nadražuje sluznicu, dišne ​​organe i može uzrokovati ozbiljne bolesti. MPC sumpora u zraku je 0,07 mg/m 3 .

Mnogi spojevi sumpora su otrovni. Posebno se ističe sumporovodik, čije udisanje brzo uzrokuje otupljivanje reakcije na njegov neugodan miris i može dovesti do teškog trovanja, čak i sa smrtnim ishodom. Najveća dopuštena koncentracija sumporovodika u zraku radnih prostorija je 10 mg/m 3 , u atmosferskom zraku 0,008 mg/m 3 .

Sumpor(II) oksid (sumpor monoksid, sumpor monoksid) je binarni anorganski spoj. U normalnim uvjetima, to je bezbojni plin oštrog, neugodnog mirisa. Reagira s vodom. Izuzetno je rijedak u Zemljinoj atmosferi. Termodinamički nestabilan, postoji kao dimer S 2 O 2 . Vrlo aktivno reagira s kisikom, stvarajući sumporov dioksid.

Priznanica

Glavna metoda dobivanja je izgaranje sumpora:

Dobiva se razgradnjom sumporovog dioksida:

Kemijska svojstva

Otapa se u vodi stvarajući tiosumpornu kiselinu:

Primjena

Zbog svoje rijetkosti i nestabilnosti, sumpor monoksid nije korišten.

Toksičnost

Zbog nestabilnosti sumpor-monoksida, teško je odrediti njegovu toksičnost, ali u koncentriranom obliku sumpor-monoksid prelazi u peroksid koji je otrovan i korozivan.

Sumpor(IV) oksid (sumporov dioksid, sumporov dioksid, sumporov dioksid, sumporov dioksid) - spoj sumpora s kisikom sastava SO 2. U normalnim uvjetima, to je bezbojni plin karakterističnog oštrog mirisa (miris upaljene šibice). Ukapljuje se pod pritiskom na sobnoj temperaturi. Otapa se u vodi stvarajući nestabilnu sumpornu kiselinu; topljivost 11,5 g/100 g vode na 20 °C, opada s porastom temperature. Također se otapa u etanolu i sumpornoj kiselini. Jedna od glavnih komponenti vulkanskih plinova.

Priznanica

Industrijski način dobivanja je spaljivanje sumpora ili prženje sulfida, uglavnom pirita:

U laboratorijskim uvjetima i u prirodi SO 2 se dobiva djelovanjem jakih kiselina na sulfite i hidrosulfite. Rezultirajuća sumporna kiselina H 2 SO 3 odmah se raspada na SO 2 i H 2 O:

Također, sumpor dioksid se može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na niskoaktivne metale kada se zagrijava:

Kemijska svojstva

Spektar apsorpcije SO2 u ultraljubičastom području.

Odnosi se na kisele okside. Otapa se u vodi stvarajući sumpornu kiselinu (u normalnim uvjetima reakcija je reverzibilna):

Tvori sulfite s lužinama:

Kemijska aktivnost SO 2 je vrlo visoka. Najizraženija redukcijska svojstva SO 2, stupanj oksidacije sumpora u takvim reakcijama se povećava:

Predzadnja reakcija je kvalitativna reakcija na sulfitni ion SO 3 2− i na SO 2 (promjenjivanje boje ljubičaste otopine).

U prisutnosti jakih redukcijskih sredstava, SO 2 može pokazati oksidirajuća svojstva. Na primjer, za izdvajanje sumpora iz otpadnih plinova metalurške industrije koristi se redukcija SO 2 ugljičnim monoksidom (II):

Ili za dobivanje hipofosforne kiseline:

Primjena

Većina sumpor(IV) oksida koristi se za proizvodnju sumporne kiseline. Koristi se i u vinarstvu kao konzervans (aditiv za hranu E220). Budući da ovaj plin ubija mikroorganizme, njime se fumigiraju povrtlarnice i skladišta. Sumpor(IV) oksid se koristi za bijeljenje slame, svile i vune, materijala koji se ne mogu izbijeliti klorom. Također se koristi kao otapalo u laboratorijima. Kod ove primjene treba biti svjestan mogućeg sadržaja nečistoća u SO 2 u obliku SO 3, H 2 O, a kao rezultat prisutnosti vode, H 2 SO 4 i H 2 SO 3. Uklanjaju se propuštanjem koncentrirane H2S04 kroz otapalo; to je najbolje učiniti pod vakuumom ili u drugom zatvorenom aparatu. Sumporov oksid (IV) također se koristi za dobivanje raznih soli sumporne kiseline.

Toksično djelovanje

SO 2 je vrlo otrovan. Simptomi trovanja sumpornim dioksidom su curenje iz nosa, kašalj, promuklost, jaka grlobolja i neobičan okus. Ako se udiše sumpor dioksid u većoj koncentraciji - moguće je gušenje, poremećaj govora, otežano gutanje, povraćanje, akutni plućni edem.

Kod kratkotrajnog udisanja djeluje jako nadražujuće, izaziva kašalj i grlobolju.

MPC (maksimalna dopuštena koncentracija):

· u atmosferskom zraku maksimalno jednokratno - 0,5 mg/m³, prosječno dnevno - 0,05 mg/m³;

u zatvorenom (radni prostor) - 10 mg/m³

Zanimljivo je da je osjetljivost na SO 2 vrlo različita kod pojedinaca, životinja i biljaka. Tako su među biljkama breza i hrast najotporniji na sumpor dioksid, a najmanje su ruža, bor i smreka.

sumporov oksid (VI) (sumporni anhidrid, sumporov trioksid, sumporni plin) SO 3 - viši sumporov oksid, vrsta kemijske veze: kovalentna polarna kemijska veza. U normalnim uvjetima, vrlo hlapljiva, bezbojna tekućina zagušljivog mirisa. Na temperaturama nižim od 16,9 °C skrutne se formiranjem mješavine različitih kristalnih modifikacija krutog SO 3.

Priznanica

Dobiva se oksidacijom sumporovog oksida (IV) atmosferskim kisikom kada se zagrijava, u prisutnosti katalizatora (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 ili željezovog oksida (III) Fe 2 O 3):

Može se dobiti termičkom razgradnjom sulfata:

ili interakcija SO 2 s ozonom:

Za oksidaciju SO 2 također se koristi NO 2:

Ova reakcija je temelj povijesno prve, dušične metode za proizvodnju sumporne kiseline.

Kemijska svojstva

1. kiselo-bazne: SO3 je tipičan kiseli oksid, sumporni anhidrid. Njegova kemijska aktivnost je prilično visoka. Kada reagira s vodom, stvara sumpornu kiselinu:

Međutim, u ovoj reakciji nastaje sumporna kiselina u obliku aerosola, pa se stoga u industriji sumporov oksid (VI) otapa u sumpornoj kiselini kako bi nastao mol, koji se zatim otapa u vodi kako bi nastao sumporna kiselina. željenu koncentraciju.

Interagira s bazama:

i oksidi:

SO3 se otapa u 100% sumpornoj kiselini, stvarajući oleum.

"2" . Redox: SO 3 karakteriziraju jaka oksidacijska svojstva, obično se reducira u sumporov dioksid:

3. U interakciji s klorovodikom nastaje klorosulfonska kiselina:

Također reagira sa sumpornim dikloridom i klorom da nastane tionil klorid:

Primjena

Sumporni anhidrid se uglavnom koristi u proizvodnji sumporne kiseline.

Sumporni anhidrid se također ispušta u zrak pri izgaranju sumpornih peleta koje se koriste u dezinfekciji prostora. U dodiru s mokrim površinama, sumporni anhidrid se pretvara u sumpornu kiselinu, koja već uništava gljivice i druge štetne organizme.

SUMPORNE KISELINE

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - sumporna kiselina - kiselina srednje jakosti, odgovara oksidacijskom stanju sumpora +4, krhki spoj, postoji samo u vodenim otopinama (nije izoliran u slobodnom stanju), oksidira se atmosferskim kisik, koji se pretvara u sumpornu kiselinu H2S04H2S04, dobar obnavljač. Kao dvobazna kiselina tvori dvije serije soli: hidrosulfite (NaHSO3NaHSO3, u suvišku od lužine):

H2SO3+NaOH=NaHSO3+H2OH2SO3+NaOH=NaHSO3+H2O

i sulfiti (Na2SO3Na2SO3 - s nedostatkom lužine):

H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2OH2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O

Poput sumporovog dioksida, sumporna kiselina i njene soli su jaka redukcijska sredstva:

H2SO3+Br2+2O=H2SO4+2HBrH2SO3+Br2+2O=H2SO4+2HBr

U interakciji s još jačim redukcijskim agensima može igrati ulogu oksidacijskog sredstva:

H2SO3+2H2S=3S+3H2OH2SO3+2H2S=3S+3H2O

Kvalitativna reakcija na sulfitne ione je razvijanje plina oštrog mirisa (SO2SO2) pri interakciji s kiselinama:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

Osim toga, otopina sulfitnih iona mijenja boju otopine kalijevog permanganata:

5SO2−3+6H++2MnO−4=5SO2−4+2Mn2++3H2O5SO32−+6H++2MnO4−=5SO42−+2Mn2++3H2O

Međutim, ova se reakcija rijetko koristi za kvalitativnu detekciju sulfitnih iona.

Sumporna kiselina i njezine soli koriste se kao redukcijska sredstva za izbjeljivanje vune, svile i drugih materijala koji ne podnose izbjeljivanje jakim oksidantima (klorom). Sumporna kiselina se koristi u konzerviranju voća i povrća. Kalcij hidrosulfit (sulfitna tekućina, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) koristi se za preradu drva u tzv. sulfitnu celulozu (otopina kalcijevog hidrosulfita otapa lignin, tvar koja veže celulozna vlakna, zbog čega se vlakna odvojeni jedno od drugog; tako obrađeno drvo koristi se za izradu papira).

SUMPORNE KISELINE

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - sumporna kiselina - bezbojna uljasta tekućina bez mirisa, nehlapljiva, kristalizira na 10.3010.30S, teška, aktivno apsorbira vodenu paru, jako oksidacijsko sredstvo, dvobazna kiselina, formira dvije serije soli: sulfati i hidrosulfati, od kojih su samo BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 i SrSO4SrSO4 praktički netopivi.

Specifična svojstva sumporne kiseline detaljno su obrađena u temi "Interakcija sumporne kiseline s metalima i nemetalima".

Zbog sposobnosti zamjene atoma vodika i sumpora te stvaranja kisikovih "mostova", sumpor je u stanju tvoriti brojne kiseline koje sadrže kisik:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - pirosumporna ili disumporna kiselina.

Kada se sumporni anhidrid S03S03 otopi u sumpornoj kiselini, dobiva se oleum koji se uglavnom sastoji od pirosumporne kiseline. Kada se oleum ohladi, kiselina se izdvaja u obliku bezbojnih kristala. Pirosulfurna kiselina tvori soli - disulfate ili pirosulfate (Na2S2O7Na2S2O7), koje se zagrijavanjem iznad tališta razgrađuju, pretvarajući se u sulfate.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (strukturna formula H-O-S-O-H) sulfoksilna kiselina; nije izoliran u slobodnom stanju.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - peroksisulfurna ili persulfurna kiselina, ima jaka oksidirajuća svojstva, stvara persulfatne soli (vidi strukturu na slici 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - tiosumporna kiselina, nastaje kao međuprodukt u različitim reakcijama. Tiosumporna kiselina se može smatrati sumpornom kiselinom u kojoj je atom kisika zamijenjen sumporom. Ni sama kiselina ni njezine soli nisu izolirane u slobodnom stanju.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - tiosumporna kiselina - nestabilan, razgrađuje se već na sobnoj temperaturi, stvara soli - tiosulfate, koji su mnogo stabilniji od kiseline i često se koriste u industriji kao redukcijski agensi

H2S204H2S204 (S+4S+4-ditionska ili sumporna kiselina, postoji samo u obliku soli.

Postoji skupina politionskih kiselina koje odgovaraju općoj formuli H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, gdje x ima vrijednosti od 2 do 6. Politionske kiseline su nestabilne i poznate su samo u vodenim otopinama. Njihove soli - politionati - su stabilniji, neki od njih se dobivaju u obliku kristala.

Sumporovodik (sumporovodik, sumporovodik, dihidrosulfid)- bezbojni plin slatkastog okusa, koji ima miris pokvarenih kokošjih jaja. Binarni kemijski spoj vodika i sumpora. Kemijska formula - H 2 S. Slabo topiv u vodi, dobro - u etanolu. Otrovno. U visokim koncentracijama stupa u interakciju s mnogim metalima. Zapaljivo. Granice koncentracije paljenja u smjesi sa zrakom su 4,5-45% sumporovodika. Koristi se u kemijskoj industriji za sintezu određenih spojeva, proizvodnju elementarnog sumpora, sumporne kiseline i sulfida. Sumporovodik se također koristi u medicini, kao na primjer u sumporovodičnim kupkama.

Intrinzična ionizacija tekućeg sumporovodika je zanemariva.

Sumporovodik je slabo topiv u vodi, vodena otopina H 2 S je vrlo slaba kiselina:

K a \u003d 6,9 10 -7 mol / l; str K a = 6,89.l

Reagira s lužinama:

(srednja sol, s viškom NaOH)

(kisela sol, u omjeru 1:1)

Sumporovodik je jako redukcijsko sredstvo. Redox potencijali:

U zraku gori plavim plamenom:

s nedostatkom kisika:

(Industrijska metoda za proizvodnju sumpora temelji se na ovoj reakciji).

Sumporovodik također reagira s mnogim drugim oksidantima; kada se oksidira u otopinama, nastaje slobodni sumpor ili SO 4 2− ion, na primjer:

Kvalitativna reakcija na sumporovodik, sulfidnu kiselinu i njene soli je njihova interakcija s olovnim solima, u kojoj nastaje crni talog olovnog sulfida, na primjer:

Kad sumporovodik prođe kroz ljudsku krv, pocrni, jer se hemoglobin razara, a željezo koje je u njegovom sastavu i daje krvi crvenu boju, reagira sa sumporovodikom i stvara crni željezni sulfid.

Pitanje

Halogeni(od grčkog ἁλός - "sol" i γένος - "rođenje, porijeklo"; ponekad se koristi zastarjelo ime halogenidi) - kemijski elementi 17. skupine periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendelejeva (prema zastarjeloj klasifikaciji - elementi glavne podskupine grupe VII).

Oni reagiraju s gotovo svim jednostavnim tvarima, osim s nekim nemetalima. Svi halogeni su energetski oksidanti, stoga se u prirodi javljaju samo u obliku spojeva. S povećanjem serijskog broja, kemijska aktivnost halogena opada, kemijska aktivnost halogenih iona F - , Cl - , Br - , I - , At - opada.

Halogeni uključuju fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astatin At i (formalno) umjetni element ununseptium Uus.

Svi halogeni pokazuju visoku oksidativnu aktivnost, koja se smanjuje pri prelasku s fluora na astat. Fluor je najaktivniji od halogena, reagira sa svim metalima bez iznimke, mnogi od njih se spontano zapale u atmosferi fluora, oslobađajući veliku količinu topline, na primjer:

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 + 2989 kJ,

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3 + 1974 kJ.

Bez zagrijavanja, fluor također reagira s mnogim nemetalima (H 2 , S, C, Si, P); sve reakcije su jako egzotermne, na primjer:

H 2 + F 2 = 2HF + 547 kJ,

Si + 2F 2 = SiF 4 (g) + 1615 kJ.

Kada se zagrije, fluor oksidira sve ostale halogene prema shemi

Hal 2 + F 2 = 2HalF

gdje je Hal = Cl, Br, I, At, a u spojevima HalF oksidacijska stanja klora, broma, joda i astatina su +1.

Konačno, kada je zračen, fluor reagira čak i s teškim inertnim (plemenitim) plinovima:

Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ.

Interakcija fluora sa složenim tvarima također se odvija vrlo snažno. Dakle, oksidira vodu, dok je reakcija eksplozivna:

3F 2 + ZN 2 O \u003d OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Slobodni klor je također vrlo reaktivan, iako je njegova aktivnost manja od fluora. Izravno reagira sa svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika i plemenitih plinova. Za usporedbu, predstavljamo jednadžbe za reakcije klora s istim jednostavnim tvarima kao i za fluor:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (cr) + 1405 kJ,

2Fe + ZCl 2 = 2FeCl 3 (cr) + 804 kJ,

Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (L) + 662 kJ,

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl (g) + 185 kJ.

Posebno je zanimljiva reakcija s vodikom. Dakle, na sobnoj temperaturi, bez osvjetljenja, klor praktički ne reagira s vodikom, dok kada se zagrije ili osvijetli (na primjer, na izravnoj sunčevoj svjetlosti), ova reakcija se odvija eksplozijom prema sljedećem lančanom mehanizmu:

Cl2+ hν → 2Cl,

Cl + H 2 → HCl + H,

H + Cl 2 → HCl + Cl,

Cl + H 2 → HCl + H, itd.

Pobuđivanje ove reakcije događa se pod djelovanjem fotona ( hν), koji uzrokuju disocijaciju molekula Cl 2 na atome - u ovom slučaju dolazi do lanca uzastopnih reakcija, u svakoj od kojih se pojavljuje čestica, pokrećući početak sljedeće faze.

Reakcija između H 2 i Cl 2 poslužila je kao jedan od prvih objekata proučavanja lančanih fotokemijskih reakcija. Najveći doprinos razvoju ideja o lančanim reakcijama dao je ruski znanstvenik, dobitnik Nobelove nagrade (1956.) N. N. Semjonov.

Klor reagira s mnogim složenim tvarima, kao što su supstitucija i dodavanje ugljikovodika:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → CH 3 -CH 2 Cl + HCl,

CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → CH 2 Cl - CH 2 Cl.

Klor je sposoban istisnuti brom ili jod iz njihovih spojeva vodikom ili metalima kada se zagrijava:

Cl 2 + 2HBr \u003d 2HCl + Br 2,

Cl 2 + 2HI \u003d 2HCl + I 2,

Cl 2 + 2KBr \u003d 2KCl + Br 2,

i također reverzibilno reagira s vodom:

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO - 25 kJ.

Klor, otapanjem u vodi i djelomično reagirajući s njom, kao što je gore prikazano, tvori ravnotežnu smjesu tvari koja se naziva klorna voda.

Također imajte na umu da klor na lijevoj strani posljednje jednadžbe ima oksidacijsko stanje 0. Kao rezultat reakcije, oksidacijsko stanje nekih atoma klora postalo je −1 (u HCl), drugih +1 (u hipoklorovoj kiselini HOCl) . Takva reakcija je primjer reakcije samooksidacije-samoizlječenja, odnosno disproporcionalnosti.

Klor može reagirati (neproporcionalno) s lužinama na isti način:

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H 2 O (na hladnom),

3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (kada se zagrije).

Kemijska aktivnost broma je manja od fluora i klora, ali je još uvijek prilično visoka zbog činjenice da se brom obično koristi u tekućem stanju i stoga su njegove početne koncentracije, pod ostalim jednakim uvjetima, veće od koncentracije klora.

Na primjer, dajemo reakcije interakcije broma sa silicijem i vodikom:

Si + 2Br 2 \u003d SiBr 4 (l) + 433 kJ,

H2 + Br2 = 2HBr (g) + 73 kJ.

Budući da je "mekši" reagens, brom se široko koristi u organskoj kemiji.

Imajte na umu da se brom, kao i klor, otapa u vodi i, djelomično reagirajući s njom, tvori takozvanu "bromnu vodu".

Topljivost joda u vodi je 0,3395 grama po litri na 25 stupnjeva Celzija, što je manje od broma. Vodena otopina joda naziva se "jodna voda". Jod se može otopiti u otopinama jodida uz stvaranje kompleksnih aniona:

I 2 + I − → I − 3 .

Dobivena otopina naziva se Lugolova otopina.

Jod se značajno razlikuje po kemijskoj aktivnosti od ostalih halogena. Ne reagira s većinom nemetala, a s metalima reagira sporo samo kada se zagrije. Interakcija joda s vodikom događa se samo uz jako zagrijavanje, reakcija je endotermna i vrlo reverzibilna:

H 2 + I 2 \u003d 2HI - 53 kJ.

Dakle, kemijska aktivnost halogena dosljedno opada od fluora do astatina. Svaki halogen u seriji F - At može istisnuti sljedeći iz svojih spojeva s vodikom ili metalima, odnosno svaki halogen u obliku jednostavne tvari može oksidirati halogen ion bilo kojeg od sljedećih halogena.

Astatin je još manje reaktivan od joda. Ali također reagira s metalima (na primjer, s litijem):

2Li + At 2 = 2LiAt - litijev astatid.

Tijekom disocijacije ne nastaju samo anioni, već i kationi At +: HAt disocira na:

2HAt=H + +At - +H - +At + .

(halogenidi vodika) - bezbojni plinovi oštrog mirisa, koji dime u vlažnom zraku. Vrlo su topive u vodi, njihove vodene otopine su kiseline, koje nose zajednički naziv - halogenvodične kiseline. Soli halogenovodičnih kiselina (fluoridi, kloridi, bromidi i jodidi) mogu se dobiti izravnim spajanjem metala s halogenima. Po sastavu su iste vrste i imaju slična svojstva. Dakle, NaF, NaCl, NaBr, NaJ su bijele kristalne tvari, lako topljive u vodi. Uz sličnosti, halogeni imaju i određene razlike u fizičkim i kemijskim svojstvima. Međutim, ta se svojstva prirodno mijenjaju s povećanjem atomske težine halogena.

- Halogenidi vodika HF, HC1, HBr i HI su bezbojni plinovi koji se dobro otapaju u vodi. Od njih je HF slaba kiselina, a ostatak halogenida vodika su jake kiseline u vodenoj otopini.

Tako vodikovi spojevi halogena stabilniji od kisika.

Tako vodikovi spojevi halogena stabilniji od kisika. Redox svojstva i razlike u kemijskom ponašanju halogena lako je razumjeti uspoređujući ta svojstva kao funkciju promjene nuklearnog naboja pri prelasku s fluora na jod. U nizu F, C1, Br, I jod ima najveći atomski radijus (i, posljedično, najmanji afinitet prema elektronu), pa ga karakteriziraju manje izražena oksidacijska svojstva od broma, klora i fluora.

Za dopušteno je koristiti sljedeće nazive: fluorovodik, klorovodik, bromovodik i jodid. Nazivi vrsta klorovodične kiseline odnose se na vodene otopine vodikovih halogenida.

Obrazovanje vodikovi spojevi halogena ide uz veće oslobađanje topline od kisika, pa su vodikovi spojevi stabilniji od kisika. Od kisikovih spojeva najstabilnije su soli kisikovih kiselina, a najmanje oksidi.

Kisekovi spojevi halogena Svi kisikovi spojevi halogena dobivaju se neizravno. Najstabilnije su soli, a najmanje oksidi i kiseline. Halogene karakterizira stvaranje velikog broja oksida koji odgovaraju različitim oksidacijskim stanjima. Ponajviše, ioni BrO-2 i IO-2 su vrlo nestabilni. stabilne okside stvara klor Cl, a najmanje - jod I. Od spojeva kisika s fluorom postoji kisikov fluorid F-12O + 2: Veza između atoma fluora i kisika je kovalentna, vrlo bliska ne- polarni. To je bezbojni plin oštrog mirisa na ozon, slabo topiv u vodi, vrelište = -145°C. Otvorena je 1929. godine. dobiveno interakcijom fluora s 2% otopinom natrijevog hidroksida: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Razmotrimo najvažnije od kisikovih spojeva preostalih halogena. Svi oksidi su nestabilni, raspadaju se s velikim oslobađanjem topline. Klor oksid (I) Sl2O je smeđe-žuti plin neugodnog mirisa. Karakterizira ga niska točka vrelišta, relativna gustoća u zraku je 3. Veza u molekuli oksida je niskopolarna kovalentna. Ima sljedeća kemijska svojstva: 1. Kada se zagrije, lako se razgrađuje (eksplozijom) na klor i kisik: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Budući da je kiseli oksid, hidratizira i tvori hipoklornu kiselinu: Cl2O+H2O=2HClO 3. Interagira s lužinama i bazičnim oksidi: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO Klor (I) oksid odgovara hipoklorovoj kiselini. Hipoklorovita kiselina HClO i njezini dvojnici broma i joda su vrlo slabe kiseline, a njihova snaga opada kada se prelazi iz HClO u HIO. To je zbog činjenice da klor ima veću elektronegativnost i privlači elektronski par koji ga veže na kisik jače od njegovih kolega. To pak dovodi do pomaka elektronskog para koji veže vodik s kisikom na kisik i povećanja sposobnosti vodika da se odcijepi. Hipoklorna kiselina je žuto-zelena otopina karakterističnog mirisa. Ona i njezini analozi imaju sva svojstva slabih hlapljivih kiselina, oksidirajuće kiseline. Štoviše, smanjuje se oksidativna aktivnost u nizu HClO, HBrO, HIO. 1. Hipoklorovita kiselina se razgrađuje na svjetlu: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Razgrađuje se pod djelovanjem sredstava za uklanjanje vode: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. Kada je hipoklorovita kiselina zagrijane nastaju klorovodična i kloridna kiselina: 3HCl +1O=2NCl-1+NCl+5O3 oksidant Sl++2e- Sl-reduktor Sl+-4e- Sl+5 Najveći značaj imaju soli kisikovih kiselina klora. Svi se oni mogu dobiti na temelju reakcije interakcije klora s vodom. HCl + HClO "Cl2 + H2O Ravnoteža ove reakcije može se lako pomaknuti prema produktima reakcije dodavanjem lužine otopini, koja reagira s dvije nastale kiseline: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Sumirajući ove dvije jednadžbe, dobivamo: Sl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O Soli hipoklorne kiseline nazivaju se hipokloritima. Vodena otopina koja sadrži hipoklorit i kalijev klorid naziva se voda s koplja. Ona se, kao i klor (otopina klora u vodi) voda, koristi za izbjeljivanje pamučne tkanine i papira. Mehanizam oksidacijskog i dezinfekcijskog djelovanja hipoklorne kiseline i njezinih soli objašnjava se prisutnošću klora s oksidacijskim stanjem +1, koji u tim procesima pokazuje aktivna oksidacijska svojstva. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- Hipokloriti vrlo su jaka oksidacijska sredstva. Kada se klor prepusti u otopinu alkalija zagrijanu na 100 °C, proces se nastavlja stvaranjem klorata (soli kloridne kiseline HclO3) i klorida: zagrijavanjem do 400 °C u odsutnosti katalizatora, iz klorata (soli) nastaju perklorati perklorne kiseline HClO4): s lugom. U tom slučaju hipokloriti nastaju na sobnoj temperaturi, a klorati na 100°C. To su redoks reakcije. Klorna kiselina HClO2 - srednje jakosti. Nestabilan je u vodenim otopinama, a njegovi analozi broma i joda još su manje izdržljivi. Jačina klora kisikovih kiselina raste s povećanjem stupnja oksidacije središnjeg atoma: HCl + 1O - slab; HCl + 3O2 - nešto jači; HCl + 5O3 je vrlo jak, a HClO + 74 je najjača od svih poznatih kiselina. Ako klor stupi u interakciju s kalcijevim hidroksidom, koji se uzima u obliku praha - paperja, tada nastaje klorid ili bjelilo, vapno - labav bijeli prah s mirisom klora. Sastoji se uglavnom od kalcijevog hipoklorita Ca(ClO)2, bazičnih kalcijevih soli i kalcijevog klorida. Približna jednadžba: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Često joj se dodaje Ca (ClO) 2 kako bi se poboljšala kvaliteta izbjeljivača. Klor je jako oksidacijsko sredstvo. Vrlo je reaktivna. Koristi se za izbjeljivanje pamučnih tkanina, papira, za kloriranje vode, dezinfekciju, a također i za otplinjavanje područja kontaminiranih postojanim otrovnim tvarima. Svojstva izbjeljivača i dezinfekcije izbjeljivača slična su svojstvima vode od koplja i klora: ugljična kiselina istiskuje hipoklornu kiselinu iz kalcijevog hipoklorita; na svjetlu se razgrađuje s oslobađanjem atomskog kisika koji ima oksidacijski učinak.

Pitanje

Funkcije joda u tijelu
Jod je neophodan za stvaranje hormona štitnjače i za funkcioniranje makrofaga. Makrofagi su posebne stanice koje uništavaju razne patogene mikrobe, viruse, gljivice itd.
Koje su bolesti uzrokovane nedostatkom joda. Uzroci nedostatka joda
Nedostatak joda u ljudskom tijelu uzrokuje ozbiljne metaboličke bolesti (bolesti štitnjače), mentalnu retardaciju, a može dovesti i do oštećenja kromosoma i raka. Povećava se koncentracija kolesterola u krvi, poremećene su sve vrste metabolizma. Možda razvoj gluhoće, gluposti, paralize, steriliteta, kongenitalnih malformacija, pobačaja, pospanosti, edema, usporavanja otkucaja srca.
Manjak joda nastaje zbog neadekvatnog unosa hranom i vodom, izlaganja zračenju ili zbog uzimanja određenih lijekova.

Norma potrošnje fluora. Uloga u ljudskom tijelu
Fluor je dvosmislen element. I višak i nedostatak fluora opasni su za ljudsko zdravlje. Fluor se nalazi u kostima i zubima i bitan je element za izgradnju koštanog tkiva. Za osobu, dovoljna količina fluora je 1-1,5 mg po 1 litri vode. Dajemo podatke po litri vode jer su spojevi fluora lako topljivi. Fluor se nalazi u gotovo svim namirnicama i pićima. Do danas je nemoguće govoriti o razvoju nedostatka fluora, budući da gotovo sva tla sadrže višak fluora, koji se u poljoprivrednim usjevima akumulira u višku.
Što uzrokuje višak i nedostatak fluora?
Najpoznatiji učinak nedostatka fluora u tijelu je razvoj zubnog karijesa. Višak fluora uzrokuje osteohondrozu, promjenu oblika i boje zuba (dentalna fluoroza), ukočenost zglobova i stvaranje koštanih izraslina. Izražen gubitak glasa, suhi kašalj od gušenja, smanjen pritisak, krvarenje. Dodir s fluorom uzrokuje bolesti kože (svrbež, iritacija, deskvamacija) i sluznice, a također dramatično povećava rizik od razvoja raka gastrointestinalnog trakta.
Uzroci viška fluora u modernim proizvodima. Koja je hrana bogata fluorom
Ljubitelji tako raširenog napitka kao što je čaj trebali bi znati da što je čaj jači i što ga dulje kuhate, piće sadrži više fluora. 1 litra crnog vina sadrži 5 mg fluora – maksimalne dnevne doze. Višak fluora sadrži kril. Općenito, prekomjerna uporaba anorganskih gnojiva u poljoprivrednoj proizvodnji dovela je do nakupljanja spojeva fluora u gotovo svim biljkama.

Pitanje

Željezo- element osme skupine (prema staroj klasifikaciji - sporedna podskupina osme skupine) četvrtog razdoblja periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejev s atomskim brojem 26. Označava se simbolom Fe(lat. Ferrum). Jedan od najčešćih metala u zemljinoj kori (drugo mjesto nakon aluminija).

Jednostavna tvar željezo je savitljiv srebrno-bijeli metal s visokom kemijskom reaktivnošću: željezo brzo korodira pri visokim temperaturama ili visokoj vlazi u zraku. U čistom kisiku željezo gori, a u fino raspršenom stanju spontano se zapali na zraku.

Metabolizam

izmjena kisika

Kisik odnosi se na organogene elemente. Njegov sadržaj iznosi do 65% tjelesne težine čovjeka, odnosno više od 40 kg kod odrasle osobe. Kisik je najčešći oksidant na Zemlji, prisutan je u okolišu u dva oblika – u obliku spojeva (zemljina kora i voda: oksidi, peroksidi, hidroksidi itd.) i u slobodnom obliku (atmosfera).

Biološka uloga kisika

Glavna (zapravo, jedina) funkcija kisika je njegovo sudjelovanje kao oksidacijskog sredstva u redoks reakcijama u tijelu. Zbog prisutnosti kisika, organizmi svih životinja u stanju su iskoristiti (zapravo “spaliti”) razne tvari ( , ) uz izdvajanje određene energije “izgaranja” za vlastite potrebe. U mirovanju tijelo odrasle osobe troši 1,8-2,4 g kisika u minuti.

Izvori kisika

Glavni izvor kisika za čovjeka je Zemljina atmosfera, odakle je ljudsko tijelo u stanju disanjem izvući potrebnu količinu kisika za život.

nedostatak kisika

S nedostatkom u ljudskom tijelu, razvija se tzv. hipoksija.

Uzroci nedostatka kisika

• odsutnost ili oštro smanjen sadržaj kisika u atmosferi;
• smanjeni parcijalni tlak kisika u udahnutom zraku (prilikom penjanja na velike visine - u planinama, zrakoplovima);
• prestanak ili smanjenje opskrbe pluća kisikom tijekom gušenja;
• kršenja transporta kisika (poremećaji u aktivnosti kardiovaskularnog sustava, značajno smanjenje hemoglobina u krvi tijekom anemije, nemogućnost hemoglobina da obavlja svoje funkcije - da veže, transportira ili daje kisik tkivima, na primjer, u slučaju trovanje ugljičnim monoksidom);
• nemogućnost tkiva da iskoriste kisik zbog kršenja redoks procesa u tkivima (na primjer, s)

Posljedice nedostatka kisika

Za akutnu hipoksiju:

• gubitak svijesti;
• poremećaj, nepovratna oštećenja i brza smrt središnjeg živčanog sustava (doslovno u nekoliko minuta)

Za kroničnu hipoksiju:

• brz fizički i mentalni umor;
• poremećaji središnjeg živčanog sustava;
• tahikardija i otežano disanje u mirovanju ili uz malo naprezanja

Višak kisika

Promatra se iznimno rijetko, u pravilu, u umjetnim uvjetima (na primjer, hiperbarične komore, nepravilno odabrane smjese za disanje prilikom ronjenja u vodi itd.). U tom slučaju, dugotrajno udisanje zraka s prekomjerno kisikom popraćeno je trovanjem kisikom - kao rezultat njegove prekomjerne količine nastaje velika količina slobodnih radikala u organima i tkivima, pokreće se proces spontane oksidacije organskih tvari, uključujući lipide. peroksidacija.

Plan:

Povijest otkrića

Porijeklo imena

Biti u prirodi

Priznanica

Fizička svojstva

Kemijska svojstva

Primjena

Biološka uloga kisika

Otrovni derivati ​​kisika

10. Izotopi

Kisik

Kisik- element 16. skupine (prema zastarjeloj klasifikaciji - glavna podskupina grupe VI), drugi period periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 8. Označen je simbolom O (lat. . Kisik). Kisik je reaktivan nemetal i najlakši je element halkogene skupine. jednostavna tvar kisik(CAS broj: 7782-44-7) u normalnim uvjetima - plin bez boje, okusa i mirisa, čija se molekula sastoji od dva atoma kisika (formula O 2), u vezi s čime se naziva i diokisik. Tekući kisik ima svijetloplavi, a čvrsti su svijetloplavi kristali.

Postoje i drugi alotropni oblici kisika, na primjer, ozon (CAS broj: 10028-15-6) – u normalnim uvjetima, plavi plin specifičnog mirisa, čija se molekula sastoji od tri atoma kisika (formula O 3).

1. Povijest otkrića

Službeno se vjeruje da je kisik otkrio engleski kemičar Joseph Priestley 1. kolovoza 1774. razgradnjom živinog oksida u hermetički zatvorenoj posudi (Priestley je pomoću moćne leće usmjerio sunčeve zrake na ovaj spoj).

Međutim, Priestley u početku nije shvatio da je otkrio novu jednostavnu tvar, vjerovao je da je izolirao jedan od sastavnih dijelova zraka (i nazvao je ovaj plin "deflogisticiranim zrakom"). Priestley je svoje otkriće prijavio izvanrednom francuskom kemičaru Antoineu Lavoisieru. A. Lavoisier je 1775. ustanovio da je kisik sastavni dio zraka, kiselina i nalazi se u mnogim tvarima.

Nekoliko godina ranije (1771.) švedski kemičar Carl Scheele dobio je kisik. Kalcinirao je salitru sumpornom kiselinom, a zatim razgradio nastali dušikov oksid. Scheele je ovaj plin nazvao "vatrenim zrakom" i opisao svoje otkriće u knjizi objavljenoj 1777. (upravo zato što je knjiga objavljena kasnije nego što je Priestley najavio svoje otkriće, potonji se smatra otkrićem kisika). Scheele je također Lavoisieru izvijestio svoje iskustvo.

Važna faza koja je pridonijela otkriću kisika bio je rad francuskog kemičara Pierrea Bayena, koji je objavio rad o oksidaciji žive i kasnijoj razgradnji njezina oksida.

Konačno, A. Lavoisier je konačno shvatio prirodu nastalog plina, koristeći informacije Priestleya i Scheelea. Njegov rad bio je od velike važnosti, jer je zahvaljujući njemu srušena teorija flogistona koja je u to vrijeme dominirala i kočila razvoj kemije. Lavoisier je proveo pokus izgaranja raznih tvari i opovrgnuo teoriju flogistona objavivši rezultate o težini spaljenih elemenata. Težina pepela premašila je početnu težinu elementa, što je Lavoisieru dalo pravo tvrditi da tijekom izgaranja dolazi do kemijske reakcije (oksidacije) tvari, u vezi s tim povećava se masa izvorne tvari, što pobija teorija flogistona.

Dakle, zasluge za otkriće kisika zapravo dijele Priestley, Scheele i Lavoisier.

1. porijeklo imena

Riječ kisik (početkom 19. stoljeća još se zvala "kiselina"), za njenu pojavu u ruskom jeziku donekle je zaslužan M. V. Lomonosov, koji je uz druge neologizme uveo riječ "kiselina"; tako je riječ "kisik", pak, bila pausiranje izraza "kisik" (francuski oxygène), koji je predložio A. Lavoisier (od drugih grčkih ὀξύς - "kiseo" i γεννάω - "rađam"), što se prevodi kao "generiranje kiseline", što je povezano s njegovim izvornim značenjem - "kiselina", što je prije značilo tvari zvane oksidi prema modernoj međunarodnoj nomenklaturi.

1. Biti u prirodi

Kisik je najčešći element na Zemlji; njegov udio (kao dio različitih spojeva, uglavnom silikata) čini oko 47,4% mase čvrste zemljine kore. Morske i slatke vode sadrže ogromnu količinu vezanog kisika - 88,8% (masenih), u atmosferi je sadržaj slobodnog kisika 20,95% volumena i 23,12% masenog. Više od 1500 spojeva zemljine kore sadrži kisik u svom sastavu.

Kisik je sastavni dio mnogih organskih tvari i prisutan je u svim živim stanicama. Što se tiče broja atoma u živim stanicama, to je oko 25%, u smislu masenog udjela - oko 65%.