Kisik je najpogostejši element na Zemlji. Morska voda vsebuje 85,82 % kisika, atmosferski zrak 23,15 % ali 20,93 % prostornine in 47,2 % mase v zemeljski skorji. Ta koncentracija kisika v ozračju se skozi proces fotosinteze vzdržuje konstantno. V tem procesu zelene rastline uporabljajo sončno svetlobo za pretvorbo ogljikovega dioksida in vode v ogljikove hidrate in kisik. Glavna masa kisika je v vezanem stanju; količina molekularnega kisika v atmosferi je le 0,01 % celotne vsebnosti kisika v zemeljski skorji. V življenju narave je kisik izjemnega pomena. Kisik in njegove spojine so nepogrešljive za vzdrževanje življenja. Imajo pomembno vlogo pri presnovnih procesih in dihanju. Kisik je del beljakovin, maščob, ogljikovih hidratov, iz katerih so "zgrajeni" organizmi; človeško telo na primer vsebuje približno 65 % kisika. Večina organizmov pridobi energijo, ki jo potrebuje za opravljanje svojih vitalnih funkcij, z oksidacijo določenih snovi s pomočjo kisika. Izguba kisika v ozračju zaradi procesov dihanja, razpadanja in izgorevanja se nadomesti s kisikom, ki se sprosti med fotosintezo. Krčenje gozdov, erozija tal, različna rudarska dela na površju zmanjšajo skupno maso fotosinteze in zmanjšajo kroženje na velikih površinah.

Kisik ni bil vedno del zemeljske atmosfere. Pojavil se je kot posledica vitalne aktivnosti fotosintetskih organizmov. Pod vplivom ultravijoličnih žarkov se spremeni v ozon. Ko se ozon kopiči, je v zgornji atmosferi nastala ozonska plast. Ozonska plast kot zaslon zanesljivo ščiti zemeljsko površino pred ultravijoličnim sevanjem, ki je usodno za žive organizme.

Geokemični cikel kisika povezuje plinaste in tekoče lupine z zemeljsko skorjo. Njegove glavne točke so: sproščanje prostega kisika med fotosintezo, oksidacija kemičnih elementov, vstop izjemno oksidiranih spojin v globoke cone zemeljske skorje in njihova delna redukcija, tudi zaradi ogljikovih spojin, odstranjevanje ogljikovega monoksida in vode na površino zemeljske skorje in njihovo sodelovanje v reakcijski fotosintezi.

Poleg zgoraj opisanega kisikovega cikla v nevezani obliki ta element izvaja tudi najpomembnejši cikel, vstopi v sestavo vode (slika 3). Med ciklom voda izhlapi s površine oceana, vodna para se premika skupaj z zračnimi tokovi, kondenzira, voda pa se v obliki padavin vrača na površino kopnega in morja. Obstaja velik vodni krog, v katerem se voda, ki je padla v obliki padavin na kopnem, s površinskim in podzemnim odtokom vrača v morja; in mali vodni krog, v katerem padavine padajo na površino oceana.

Kroženje kisika spremljata njegov prihod in poraba.

Prihod kisika vključuje: 1) sproščanje med fotosintezo; 2) nastanek v ozonski plasti pod vplivom UV sevanja (v majhni količini); 3) disociacija molekul vode v zgornjih plasteh atmosfere pod vplivom UV sevanja; 4) nastanek ozona - O3.

Poraba kisika vključuje: 1) uživanje živali med dihanjem; 2) oksidativni procesi v zemeljski skorji; 3) oksidacija ogljikovega monoksida (CO), ki se sprošča med vulkanskimi izbruhi.

Kisik je glavni biogeni element, ki je del molekul vseh najpomembnejših snovi, ki zagotavljajo strukturo in funkcije celic - beljakovin, nukleinskih kislin, ogljikovih hidratov, lipidov, pa tudi številnih nizkomolekularnih spojin. V vsaki rastlini ali živali je veliko več kisika kot v katerem koli drugem elementu (v povprečju približno 70 %). Človeško mišično tkivo vsebuje 16% kisika, kostno tkivo - 28,5%; Skupno telo povprečnega človeka (telesna teža 70 kg) vsebuje 43 kg kisika. Kisik vstopa v telo živali in človeka predvsem preko dihalnih organov (prosti kisik) in z vodo (vezan kisik). Potrebo telesa po kisiku določa stopnja (intenzivnost) presnove, ki je odvisna od mase in površine telesa, starosti, spola, prehrane, zunanjih razmer itd. V ekologiji je razmerje med celotnim dihanjem (tj. skupni oksidativni procesi) skupnosti je določena kot pomembna energijska značilnost.organizmov na njeno celotno biomaso.

V medicini se uporabljajo majhne količine kisika: kisik (iz t. i. kisikovih blazin) daje bolnikom, ki težko dihajo, nekaj časa za dihanje. Vendar pa je treba upoštevati, da je dolgotrajno vdihavanje zraka, obogatenega s kisikom, nevarno za zdravje ljudi. Visoke koncentracije kisika povzročajo nastanek prostih radikalov v tkivih, ki motijo ​​strukturo in funkcije biopolimerov. Ionizirajoče sevanje ima podoben učinek na telo. Zato ima zmanjšanje vsebnosti kisika (hipoksija) v tkivih in celicah ob obsevanju telesa z ionizirajočim sevanjem zaščitni učinek – tako imenovani kisikov učinek. Ta učinek se uporablja pri radioterapiji: s povečanjem vsebnosti kisika v tumorju in zniževanjem njegove vsebnosti v okoliških tkivih povečajo sevalne poškodbe tumorskih celic in zmanjšajo poškodbe zdravih. Pri nekaterih boleznih se uporablja nasičenje telesa s kisikom pod visokim pritiskom - hiperbarična oksigenacija.

Glavna (pravzaprav edina) funkcija kisika je njegova udeležba kot oksidant pri redoks reakcijah v telesu. Zaradi prisotnosti kisika so organizmi vseh živali sposobni izkoristiti (pravzaprav "kuriti") različne snovi (ogljikove hidrate, maščobe, beljakovine) z ekstrakcijo določene "izgorevalne" energije za lastne potrebe. V mirovanju telo odrasle osebe porabi 1,8-2,4 g kisika na minuto.

ozon(iz drugega grškega ὄζω - vonjam) - alotropna modifikacija kisika, sestavljena iz triatomskih molekul O 3. V normalnih pogojih - modri plin. Ko se utekočini, se spremeni v indigo tekočino. V trdni obliki je temno modri, skoraj črni kristali.

vprašanje

žveplo- element 16. skupine (po zastareli klasifikaciji - glavna podskupina skupine VI), tretje obdobje periodičnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva, z atomsko številko 16. Kaže nekovinske lastnosti. Označeno s simbolom S(lat. žveplo). V vodikovih in kisikovih spojinah je del različnih ionov, tvori številne kisline in soli. Številne soli, ki vsebujejo žveplo, so zmerno topne v vodi.

Na zraku žveplo gori in tvori žveplov dioksid - brezbarven plin z ostrim vonjem:

S spektralno analizo je bilo ugotovljeno, da je pravzaprav proces oksidacije žvepla v dioksid verižna reakcija in poteka s tvorbo številnih vmesnih produktov: žveplov monoksid S 2 O 2 , molekularni žveplo S 2 , prosti žveplovi atomi S in prosti radikali žveplovega monoksida SO .

Redukcijske lastnosti žvepla se kažejo v reakcijah žvepla z drugimi nekovinami, vendar pri sobni temperaturi žveplo reagira samo s fluorom:

Žveplova talina reagira s klorom, pri čemer je možna tvorba dveh nižjih kloridov (žveplov diklorid in ditiodiklorid):

S presežkom žvepla nastanejo tudi različni poliserski dikloridi tipa S n Cl 2.

Pri segrevanju žveplo reagira tudi s fosforjem in tvori mešanico fosforjevih sulfidov, med katerimi je najvišji sulfid P 2 S 5:

Poleg tega žveplo pri segrevanju reagira z vodikom, ogljikom, silicijem:

(vodikov sulfid)

(ogljikov disulfid)

Ko se segreje, žveplo sodeluje s številnimi kovinami, pogosto zelo burno. Včasih se mešanica kovine z žveplom pri vžigu vžge. Pri tej interakciji nastanejo sulfidi:

Raztopine sulfidov alkalijskih kovin reagirajo z žveplom in tvorijo polisulfide:

Od kompleksnih snovi je treba najprej opozoriti na reakcijo žvepla s staljeno alkalijo, pri kateri je žveplo nesorazmerno podobno kot klor:

Nastala zlitina se imenuje žveplova jetra.

S koncentriranimi oksidacijskimi kislinami (HNO 3, H 2 SO 4) žveplo reagira le s podaljšanim segrevanjem:

Z zvišanjem temperature žveplove pare pride do sprememb v kvantitativni molekularni sestavi. Število atomov v molekuli se zmanjša:

Pri 800-1400 °C so hlapi sestavljeni predvsem iz dvoatomskega žvepla:

In pri 1700 ° C žveplo postane atomsko:

Biološka vloga:Žveplo je nenehno prisotno v vseh živih organizmih in je pomemben biogeni element. Njegova vsebnost v rastlinah je 0,3-1,2%, pri živalih 0,5-2% (morski organizmi vsebujejo več žvepla kot kopenski). Biološki pomen žvepla določa predvsem dejstvo, da je del aminokislin metionin in cistein ter posledično v sestavi peptidov in beljakovin. Disulfidne vezi –S–S– v polipeptidnih verigah sodelujejo pri tvorbi prostorske strukture beljakovin, sulfhidrilne skupine (–SH) pa imajo pomembno vlogo v aktivnih centrih encimov. Poleg tega je žveplo vključeno v molekule hormonov, pomembnih snovi. Veliko žvepla najdemo v keratinu las, kosti in živčnega tkiva. Anorganske žveplove spojine so bistvene za mineralno prehrano rastlin. Služijo kot substrat za oksidativne reakcije, ki jih izvajajo naravno prisotne žveplove bakterije.

Telo povprečnega človeka (telesna teža 70 kg) vsebuje približno 1402 g žvepla. Dnevna potreba odrasle osebe po žvepla je približno 4.

Vendar pa je žveplo (natančneje, njegove spojine) na prvem mestu po svojem negativnem vplivu na okolje in človeka. Glavni vir onesnaženja z žveplom je zgorevanje premoga in drugih goriv, ​​ki vsebujejo žveplo. Hkrati približno 96 % žvepla, ki ga vsebuje gorivo, vstopi v ozračje v obliki žveplovega dioksida SO 2 .

V ozračju se žveplov dioksid postopoma oksidira v žveplov oksid (VI). Oba oksida – tako žveplov oksid (IV) kot žveplov oksid (VI) – v interakciji z vodno paro tvorita raztopino kisline. Te raztopine nato izpadejo kot kisli dež. Ko so v tleh, kisle vode zavirajo razvoj talne favne in rastlin. Posledično se ustvarjajo neugodni pogoji za razvoj vegetacije, zlasti v severnih regijah, kjer je ostremu podnebju dodano kemično onesnaženje. Zaradi tega gozdovi odmirajo, travnata odeja se moti, stanje vodnih teles se slabša. Kisli dež uničuje spomenike iz marmorja in drugih materialov, poleg tega povzroča uničenje celo kamnitih zgradb in kovinskih izdelkov. Zato je treba sprejeti različne ukrepe za preprečevanje vdora žveplovih spojin iz goriva v ozračje. Za to se nafta in naftni proizvodi očistijo iz žveplovih spojin, plini, ki nastanejo med zgorevanjem goriva, pa se očistijo.

Žveplo samo po sebi v obliki prahu draži sluznico, dihala in lahko povzroči resne bolezni. MPC žvepla v zraku je 0,07 mg/m 3 .

Številne žveplove spojine so strupene. Posebej velja omeniti vodikov sulfid, katerega vdihavanje hitro povzroči zadušitev reakcije na neprijeten vonj in lahko povzroči hudo zastrupitev, tudi s smrtnim izidom. Največja dovoljena koncentracija vodikovega sulfida v zraku delovnih prostorov je 10 mg/m 3 , v atmosferskem zraku 0,008 mg/m 3 .

Žveplov(II) oksid (žveplov monoksid, žveplov monoksid) je binarna anorganska spojina. V normalnih pogojih je brezbarven plin z ostrim, neprijetnim vonjem. Reagira z vodo. V Zemljinem ozračju je izjemno redka. Termodinamično nestabilen, obstaja kot dimer S 2 O 2 . Zelo aktivno reagira s kisikom in tvori žveplov dioksid.

Potrdilo o prejemu

Glavna metoda pridobivanja je zgorevanje žvepla:

Pridobljeno z razgradnjo žveplovega dioksida:

Kemijske lastnosti

Raztopi se v vodi, da tvori tiožveplovo kislino:

Aplikacija

Žveplov monoksid zaradi svoje redkosti in nestabilnosti ni bil uporabljen.

Toksičnost

Zaradi nestabilnosti žveplovega monoksida je težko določiti njegovo strupenost, v koncentrirani obliki pa se žveplov monoksid spremeni v peroksid, ki je strupen in jedko.

Žveplov(IV) oksid (žveplov dioksid, žveplov dioksid, žveplov dioksid, žveplov dioksid) - spojina žvepla s kisikom sestave SO 2. V normalnih pogojih je brezbarven plin z značilnim ostrim vonjem (vonj po prižgani vžigalici). Pri sobni temperaturi se utekočini pod pritiskom. Raztaplja se v vodi, da tvori nestabilno žveplovo kislino; topnost 11,5 g/100 g vode pri 20 °C, pada z naraščanjem temperature. Raztaplja se tudi v etanolu in žveplovi kislini. Ena glavnih sestavin vulkanskih plinov.

Potrdilo o prejemu

Industrijski način pridobivanja je zgorevanje žvepla ali praženje sulfidov, predvsem pirita:

V laboratorijskih pogojih in v naravi se SO 2 pridobiva z delovanjem močnih kislin na sulfite in hidrosulfite. Nastala žveplova kislina H 2 SO 3 se takoj razpade na SO 2 in H 2 O:

Žveplov dioksid lahko pridobimo tudi z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na nizko aktivne kovine pri segrevanju:

Kemijske lastnosti

Spekter absorpcije SO2 v ultravijoličnem območju.

Nanaša se na kisle okside. Raztopi se v vodi, da tvori žveplovo kislino (v normalnih pogojih je reakcija reverzibilna):

Z alkalijami tvori sulfite:

Kemična aktivnost SO 2 je zelo visoka. Najbolj izrazite redukcijske lastnosti SO 2, stopnja oksidacije žvepla v takih reakcijah se poveča:

Predzadnja reakcija je kvalitativna reakcija na sulfitni ion SO 3 2− in na SO 2 (razbarvanje vijolične raztopine).

V prisotnosti močnih redukcijskih sredstev lahko SO 2 kaže oksidativne lastnosti. Za pridobivanje žvepla iz odpadnih plinov metalurške industrije se na primer uporablja redukcija SO 2 z ogljikovim monoksidom (II):

Ali za pridobivanje hipofosforne kisline:

Aplikacija

Večina žveplovega(IV) oksida se uporablja za proizvodnjo žveplove kisline. Uporablja se tudi v vinarstvu kot konzervans (aditiv za živila E220). Ker ta plin ubija mikroorganizme, se z njim zaplinjujejo zelenjavne skladišča in skladišča. Žveplov(IV) oksid se uporablja za beljenje slame, svile in volne, materialov, ki jih ni mogoče beliti s klorom. Uporablja se tudi kot topilo v laboratorijih. Pri tej aplikaciji se je treba zavedati možne vsebnosti nečistoč v SO 2 v obliki SO 3, H 2 O in zaradi prisotnosti vode H 2 SO 4 in H 2 SO 3. Odstranimo jih s prehajanjem koncentrirane H2SO4 skozi topilo; to je najbolje narediti pod vakuumom ali v drugih zaprtih napravah. Žveplov oksid (IV) se uporablja tudi za pridobivanje različnih soli žveplove kisline.

Strupeno delovanje

SO 2 je zelo strupen. Simptomi zastrupitve z žveplovim dioksidom so izcedek iz nosu, kašelj, hripavost, hudo vneto grlo in poseben priokus. Pri vdihavanju žveplovega dioksida v višji koncentraciji - možna je zadušitev, motnja govora, težave pri požiranju, bruhanje, akutni pljučni edem.

Pri kratkotrajnem vdihavanju ima močan dražilni učinek, povzroča kašelj in vneto grlo.

MPC (največja dovoljena koncentracija):

· v atmosferskem zraku največ enkrat - 0,5 mg/m³, povprečno dnevno - 0,05 mg/m³;

v zaprtih prostorih (delovni prostor) - 10 mg/m³

Zanimivo je, da je občutljivost na SO 2 zelo različna pri posameznikih, živalih in rastlinah. Tako sta med rastlinami na žveplov dioksid najbolj odporna breza in hrast, najmanj pa so vrtnica, bor in smreka.

žveplov oksid (VI) (žveplov anhidrid, žveplov trioksid, žveplov plin) SO 3 - višji žveplov oksid, vrsta kemične vezi: kovalentna polarna kemična vez. V normalnih pogojih je zelo hlapna, brezbarvna tekočina z zadušljivim vonjem. Pri temperaturah pod 16,9 ° C se strdi s tvorbo mešanice različnih kristalnih modifikacij trdnega SO 3.

Potrdilo o prejemu

Pridobljeno z oksidacijo žveplovega oksida (IV) z atmosferskim kisikom pri segrevanju v prisotnosti katalizatorja (V 2 O 5 , Pt, NaVO 3 ali železov oksid (III) Fe 2 O 3):

Lahko se pridobi s toplotno razgradnjo sulfatov:

ali interakcija SO 2 z ozonom:

Za oksidacijo SO 2 se uporablja tudi NO 2:

Ta reakcija je osnova zgodovinsko prve, dušikove metode za proizvodnjo žveplove kisline.

Kemijske lastnosti

1. kislinsko-bazična: SO 3 je tipičen kislinski oksid, žveplov anhidrid. Njegova kemična aktivnost je precej visoka. Ko reagira z vodo, tvori žveplovo kislino:

Vendar pa pri tej reakciji nastane žveplova kislina v obliki aerosola, zato se v industriji žveplov oksid (VI) raztopi v žveplovi kislini, da tvori mol, ki se nato raztopi v vodi, da nastane žveplova kislina želeno koncentracijo.

Interagira z bazami:

in oksidi:

SO 3 se raztopi v 100 % žveplovi kislini in tvori oleum.

"2" . redoks: Za SO 3 so značilne močne oksidativne lastnosti, običajno se reducira v žveplov dioksid:

3. Pri interakciji s klorovodikom nastane klorosulfonska kislina:

Prav tako reagira z žveplovim dikloridom in klorom, da tvori tionil klorid:

Aplikacija

Žveplov anhidrid se uporablja predvsem pri proizvodnji žveplove kisline.

Žveplov anhidrid se sprošča v zrak tudi pri zgorevanju žveplovih peletov, ki se uporabljajo pri dezinfekciji prostorov. Ob stiku z mokrimi površinami se žveplov anhidrid spremeni v žveplovo kislino, ki že uniči glive in druge škodljive organizme.

ŽVEPLOVA KISLINA

H2S03H2S03, (S + 4S + 4) - žveplova kislina - kislina srednje jakosti, ustreza oksidacijskemu stanju žvepla +4, krhka spojina, obstaja samo v vodnih raztopinah (ni izolirana v prostem stanju), oksidirana z atmosferskim kisik, ki se spremeni v žveplovo kislino H2S04H2S04, dober regenerator. Kot dvobazična kislina tvori dve vrsti soli: hidrosulfite (NaHSO3NaHSO3, v presežku alkalije):

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

in sulfiti (Na2SO3Na2SO3 - s pomanjkanjem alkalij):

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

Tako kot žveplov dioksid so žveplova kislina in njene soli močna redukcijska sredstva:

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

Pri interakciji s še močnejšimi redukcijskimi sredstvi lahko igra vlogo oksidanta:

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

Kvalitativna reakcija na sulfitne ione je razvoj plina z ostrim vonjem (SO2SO2) pri interakciji s kislinami:

SO2−3+2H+=SO2+H2OSO32−+2H+=SO2+H2O

Poleg tega raztopina sulfitnih ionov razbarva raztopino kalijevega permanganata:

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

Vendar se ta reakcija redko uporablja za kvalitativno detekcijo sulfitnih ionov.

Žveplova kislina in njene soli se uporabljajo kot reducenti za beljenje volne, svile in drugih materialov, ki ne prenesejo beljenja z močnimi oksidanti (klorom). Žveplova kislina se uporablja za konzerviranje sadja in zelenjave. Kalcijev hidrosulfit (sulfitna tekočina, Ca (HSO3) 2Ca (HSO3) 2) se uporablja za predelavo lesa v tako imenovano sulfitno celulozo (raztopina kalcijevega hidrosulfita raztopi lignin, snov, ki veže celulozna vlakna, zaradi česar so vlakna ločeni drug od drugega; tako obdelan les se uporablja za izdelavo papirja).

ŽVEPLOVA KISLINA

H2S04H2S04 (S + 6S + 6) - žveplova kislina - brezbarvna oljnata tekočina brez vonja, nehlapna, kristalizira pri 10.3010.30С, težka, aktivno absorbira vodno paro, močno oksidacijsko sredstvo, dvobazična kislina, tvori dve vrsti soli: sulfati in hidrosulfati, od katerih so praktično netopni le BaSO4BaSO4, PbSO4PbSO4 in SrSO4SrSO4.

Specifične lastnosti žveplove kisline so podrobno obravnavane v temi "Interakcija žveplove kisline s kovinami in nekovinami".

Zaradi sposobnosti zamenjave atomov vodika in žvepla ter tvorbe kisikovih "mostov" lahko žveplo tvori številne kisline, ki vsebujejo kisik:

H2S207H2S207 (S + 6S + 6) - pirožveplova ali disžveplova kislina.

Ko žveplov anhidrid S03S03 raztopimo v žveplovi kislini, dobimo oleum, ki je sestavljen predvsem iz pirožveplove kisline. Ko se oleum ohladi, se kislina izloči kot brezbarvni kristali. Pirožveplova kislina tvori soli - disulfate ali pirosulfate (Na2S2O7Na2S2O7), ki se pri segrevanju nad tališčem razgradijo in se spremenijo v sulfate.

H2S02H2S02, ($S^(+2)) - (strukturna formula H-O-S-O-H) sulfoksilna kislina; ni izolirana v prostem stanju.

H2S208H2S208, (S + 6S + 6) - peroksižveplova ali peržveplova kislina, ima močne oksidativne lastnosti, tvori persulfatne soli (glej strukturo na sliki 1).

H2S202H2S202 (S+4S+4) - tiožveplova kislina, nastane kot vmesni produkt v različnih reakcijah. Tiožveplovo kislino lahko štejemo za žveplovo kislino, v kateri je atom kisika nadomeščen z žveplom. Niti sama kislina niti njene soli niso bile izolirane v prostem stanju.

H2S203H2S203 (S + 4S + 4 - tiožveplova kislina - nestabilen, razpade se že pri sobni temperaturi, tvori soli - tiosulfate, ki so veliko bolj stabilni od kisline in se v industriji pogosto uporabljajo kot redukcijska sredstva

H2S204H2S204 (S+4S+4-ditionska ali žveplova kislina, obstaja samo v obliki soli.

Obstaja skupina politionskih kislin, ki ustrezajo splošni formuli H2Sx06H2Sx06 (S + 4S + 4, kjer ima x vrednosti od 2 do 6. Politionske kisline so nestabilne in so znane le v vodnih raztopinah. Njihove soli - politionati - so bolj stabilne, nekatere od njih dobimo v obliki kristalov.

Vodikov sulfid (vodikov sulfid, vodikov sulfid, dihidrosulfid)- brezbarven plin sladkastega okusa, ki ima vonj po gnilih piščančjih jajcih. Binarna kemična spojina vodika in žvepla. Kemijska formula - H 2 S. Slabo topen v vodi, dobro - v etanolu. Strupeno. Pri visokih koncentracijah sodeluje s številnimi kovinami. Vnetljivo. Meje koncentracije vžiga v mešanici z zrakom so 4,5-45 % vodikovega sulfida. Uporablja se v kemični industriji za sintezo določenih spojin, proizvodnjo elementarnega žvepla, žveplove kisline in sulfidov. Vodikov sulfid se uporablja tudi v medicini, na primer v vodikovih sulfidnih kopelih.

Intrinzična ionizacija tekočega vodikovega sulfida je zanemarljiva.

Vodikov sulfid je rahlo topen v vodi, vodna raztopina H 2 S je zelo šibka kislina:

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

Reagira z alkalijami:

(srednja sol, s presežkom NaOH)

(kisla sol, v razmerju 1:1)

Vodikov sulfid je močno redukcijsko sredstvo. Redoks potenciali:

V zraku gori z modrim plamenom:

s pomanjkanjem kisika:

(Na tej reakciji temelji industrijska metoda za proizvodnjo žvepla).

Vodikov sulfid reagira tudi s številnimi drugimi oksidanti; pri oksidaciji v raztopinah nastane prosto žveplo ali ion SO 4 2−, na primer:

Kvalitativna reakcija na vodikov sulfid, sulfidno kislino in njene soli je njihova interakcija s svinčevimi solmi, pri kateri nastane črna oborina svinčevega sulfida, na primer:

Ko vodikov sulfid prehaja skozi človeško kri, postane črn, ker se hemoglobin uniči, železo, ki je njegov del in daje krvi rdečo barvo, pa reagira z vodikovim sulfidom in tvori črni železov sulfid.

vprašanje

Halogeni(iz grščine ἁλός - "sol" in γένος - "rojstvo, izvor"; včasih se uporablja zastarelo ime halogenidi) - kemični elementi 17. skupine periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva (po zastareli klasifikaciji - elementi glavne podskupine skupine VII).

Reagirajo s skoraj vsemi preprostimi snovmi, razen z nekaterimi nekovinami. Vsi halogeni so energijski oksidanti, zato se v naravi pojavljajo le v obliki spojin. S povečanjem serijskega števila se zmanjša kemična aktivnost halogenov, zmanjša se kemična aktivnost halogenidnih ionov F ​​- , Cl - , Br - , I - , At - .

Halogeni vključujejo fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astatin At in (formalno) umetni element ununseptium Uus.

Vsi halogeni kažejo visoko oksidativno aktivnost, ki se pri prehodu s fluora na astat zmanjša. Fluor je najbolj aktiven od halogenov, reagira z vsemi kovinami brez izjeme, mnoge od njih se spontano vžgejo v atmosferi fluora in sproščajo veliko toplote, na primer:

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

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

Brez segrevanja fluor reagira tudi s številnimi nekovinami (H 2 , S, C, Si, P); vse reakcije so močno eksotermne, na primer:

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

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

Pri segrevanju fluor oksidira vse druge halogene po shemi

Hal 2 + F 2 = 2HalF

kjer je Hal = Cl, Br, I, At, v spojinah HalF pa so oksidacijska stanja klora, broma, joda in astatina +1.

Končno, ko je obsevan, fluor reagira tudi s težkimi inertnimi (žlahtnimi) plini:

Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ.

Zelo intenzivno poteka tudi interakcija fluora s kompleksnimi snovmi. Torej oksidira vodo, medtem ko je reakcija eksplozivna:

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

Prosti klor je tudi zelo reaktiven, čeprav je njegova aktivnost manjša kot pri fluoru. Neposredno reagira z vsemi preprostimi snovmi, razen kisika, dušika in žlahtnih plinov. Za primerjavo predstavljamo enačbe za reakcije klora z enakimi enostavnimi snovmi kot 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.

Posebej zanimiva je reakcija z vodikom. Torej, pri sobni temperaturi, brez osvetlitve, klor praktično ne reagira z vodikom, medtem ko pri segrevanju ali osvetlitvi (na primer na neposredni sončni svetlobi) ta reakcija poteka s eksplozijo po naslednjem verižnem mehanizmu:

Cl2+ hν → 2Cl,

Cl + H 2 → HCl + H,

H + Cl 2 → HCl + Cl,

Cl + H 2 → HCl + H itd.

Vzbujanje te reakcije se pojavi pod delovanjem fotonov ( hν), ki povzročijo disociacijo molekul Cl 2 na atome - v tem primeru pride do verige zaporednih reakcij, v vsaki od katerih se pojavi delec, ki sproži začetek naslednje stopnje.

Reakcija med H 2 in Cl 2 je bila eden prvih predmetov preučevanja verižnih fotokemijskih reakcij. Največji prispevek k razvoju idej o verižnih reakcijah je dal ruski znanstvenik, Nobelov nagrajenec (1956) N. N. Semjonov.

Klor reagira s številnimi kompleksnimi snovmi, kot sta substitucija in adicija z ogljikovodiki:

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 lahko pri segrevanju izpodriva brom ali jod iz njihovih spojin z vodikom ali kovinami:

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

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

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

in tudi reverzibilno reagira z vodo:

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

Klor, ki se raztopi v vodi in delno reagira z njo, kot je prikazano zgoraj, tvori ravnotežno zmes snovi, imenovano klor voda.

Upoštevajte tudi, da ima klor na levi strani zadnje enačbe oksidacijsko stanje 0. Kot rezultat reakcije imajo nekateri atomi klora oksidacijsko stanje -1 (v HCl), drugi +1 (v hipoklorovi kislini HOCl) . Takšna reakcija je primer reakcije samooksidacije-samozdravljenja ali nesorazmernosti.

Klor lahko reagira (nesorazmerno) z alkalijami na enak način:

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

3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (pri segrevanju).

Kemična aktivnost broma je manjša kot pri fluoru in kloru, vendar še vedno precej visoka zaradi dejstva, da se brom običajno uporablja v tekočem stanju in so zato njegove začetne koncentracije, če so ostale enake, večje kot pri kloru.

Na primer podajamo reakcije interakcije broma s silicijem in vodikom:

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

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

Kot "mehkejši" reagent se brom pogosto uporablja v organski kemiji.

Upoštevajte, da se brom, tako kot klor, raztopi v vodi in delno reagira z njo, tvori tako imenovano "bromovo vodo".

Topnost joda v vodi je 0,3395 grama na liter pri 25 stopinjah Celzija, kar je manj kot pri bromu. Vodna raztopina joda se imenuje "jodna voda". Jod se lahko raztopi v raztopinah jodida s tvorbo kompleksnih anionov:

I 2 + I − → I − 3 .

Nastala raztopina se imenuje Lugolova raztopina.

Jod se po kemični aktivnosti bistveno razlikuje od drugih halogenov. Ne reagira z večino nekovin, s kovinami pa počasi reagira le pri segrevanju. Interakcija joda z vodikom se pojavi le pri močnem segrevanju, reakcija je endotermna in zelo reverzibilna:

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

Tako se kemična aktivnost halogenov dosledno zmanjšuje od fluora do astatina. Vsak halogen v seriji F - At lahko iz svojih spojin z vodikom ali kovinami izpodrine naslednjega, to pomeni, da je vsak halogen v obliki preproste snovi sposoben oksidirati halogenidni ion katerega koli od naslednjih halogenov.

Astatin je še manj reaktiven kot jod. Vendar pa reagira tudi s kovinami (na primer z litijem):

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

Med disociacijo ne nastajajo le anioni, ampak tudi kationi At +: HAt disociira na:

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

(vodikovi halogenidi) - brezbarvni plini z ostrim vonjem, ki dimijo v vlažnem zraku. So zelo topne v vodi, njihove vodne raztopine so kisline, ki nosijo splošno ime - halidnovodične kisline. Soli halogenovodičnih kislin (fluoridi, kloridi, bromidi in jodidi) se lahko pridobijo z neposredno kombinacijo kovin s halogeni. Po sestavi so iste vrste in imajo podobne lastnosti. Torej so NaF, NaCl, NaBr, NaJ bele kristalne snovi, zlahka topne v vodi. Poleg podobnosti imajo halogeni tudi določene razlike tako v fizikalnih kot kemijskih lastnostih. Vendar se te lastnosti naravno spreminjajo s povečanjem atomske mase halogena.

- Vodikovi halogenidi HF, HC1, HBr in HI so brezbarvni plini, ki se dobro raztopijo v vodi. Od tega je HF šibka kislina, preostali vodikovi halogenidi pa so močne kisline v vodni raztopini.

Torej vodikove spojine halogenov bolj stabilen kot kisik.

Torej vodikove spojine halogenov bolj stabilen kot kisik. Redoks lastnosti in razlike v kemičnem obnašanju halogenov je mogoče enostavno razumeti s primerjavo teh lastnosti kot funkcije spremembe jedrskega naboja pri prehodu s fluora na jod. V seriji F, C1, Br, I ima jod največji atomski polmer (in posledično najnižjo afiniteto do elektronov), zato so zanj značilne manj izrazite oksidacijske lastnosti kot brom, klor in fluor.

Za dovoljeno uporabljati naslednja imena: vodikov fluorid, vodikov klorid, vodikov bromid in vodikov jodid. Imena vrst klorovodikova kislina se nanašajo na vodne raztopine vodikovih halogenidov.

Izobraževanje vodikove spojine halogenov gre za večje sproščanje toplote kot kisik, zato so vodikove spojine bolj stabilne kot kisik. Od kisikovih spojin so najbolj stabilne soli kisikovih kislin, najmanj pa so oksidi.

Kiskove spojine halogenov Vse kisikove spojine halogenov pridobivamo posredno. Najbolj stabilne so soli, najmanj stabilne so oksidi in kisline. Za halogene je značilna tvorba velikega števila oksidov, ki ustrezajo različnim oksidacijskim stanjem. Predvsem pa so ioni BrO-2 in IO-2 zelo nestabilni. stabilne okside tvori klor Cl, najmanj - jod I. Od spojin kisika s fluorom je kisikov fluorid F-12O + 2: Vez med atomoma fluora in kisika je kovalentna, zelo blizu ne- polarno. Je brezbarven plin ostrega vonja po ozonu, slabo topen v vodi, vrelišče = -145°C. Odprt je bil leta 1929. pridobljen z interakcijo fluora z 2 % raztopino natrijevega hidroksida: 2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + F2O I Razmislite o najpomembnejši kisikovi spojini preostalih halogenov. Vsi oksidi so nestabilni, se razgradijo z velikim sproščanjem toplote. Klorov oksid (I) Сl2О je rjavo-rumen plin z neprijetnim vonjem. Zanj je značilno nizko vrelišče, relativna gostota v zraku je 3. Vez v molekuli oksida je nizkopolarna kovalentna. Ima naslednje kemične lastnosti: 1. Pri segrevanju se zlahka (z eksplozijo) razgradi na klor in kisik: 2C12O=t2Cl2+O2 2. Ker je kisli oksid, hidrira in tvori hipokloristo kislino: Cl2O+H2O=2HClO 3. Vzajemno deluje z alkalijami in bazičnimi oksidi: Cl2O+2NaOH= 2NaClO + H2O Cl2O + K2O \u003d 2KClO Klorov (I) oksid ustreza hipoklorni kislini. Hipoklorova kislina HClO in njeni dvojniki iz broma in joda so zelo šibke kisline in njihova moč se zmanjša pri prehodu iz HClO v HIO. To je posledica dejstva, da ima klor večjo elektronegativnost in privlači elektronski par, ki ga veže na kisik močneje kot njegovi kolegi. To pa vodi v premik elektronskega para, ki veže vodik s kisikom na kisik, in povečanje sposobnosti vodika, da se odcepi. Hipoklorova kislina je rumeno-zelena raztopina z značilnim vonjem. Ona in njeni analogi imajo vse lastnosti šibkih hlapnih kislin, so oksidativne kisline. Poleg tega se oksidativna aktivnost v seriji HClO, HBrO, HIO zmanjša. 1. Hipoklorova kislina se razgradi na svetlobi: HCl + 1O-2 \u003d hv HCl-1 + O0 2. Razpade pod delovanjem sredstev za odstranjevanje vode: 2HCl + 1O \u003d Cl + 12O + H2O 3. Ko je hipoklorova kislina pri segrevanju nastanejo klorovodikova in klorovodikova kislina: 3HCl +1О=2НCl-1+НCl+5O3 oksidant Сl++2е- Сl-reducent Sl+-4е- Сl+5 Najpomembnejše so kisikove kisline klora. Vse jih je mogoče dobiti na podlagi reakcije interakcije klora z vodo. HCl + HClO "Cl2 + H2O Ravnotežje te reakcije je mogoče enostavno premakniti proti reakcijskim produktom z dodajanjem alkalij v raztopino, ki reagira z dvema nastalima kislinama: HCl + HClO + 2KOH \u003d KCl + KClO + 2H2O I Če povzamemo te dve enačbi, dobimo: Сl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H2O Cl2 + 2OH- \u003d Cl- + ClO- + H2O Soli hipoklorne kisline imenujemo hipoklorit. Vodna raztopina, ki vsebuje hipoklorit in kalijev klorid, se imenuje kopjeva voda. Tako kot klor (raztopina klora v vodi) voda se uporablja za beljenje bombažne tkanine in papirja. Mehanizem oksidacijskega in dezinfekcijskega delovanja hipoklorove kisline in njenih soli je razložen s prisotnostjo klora z oksidacijskim stanjem +1, ki v teh procesih kaže aktivne oksidacijske lastnosti. Cl++1e-Cl° Cl++2e-Cl- Hipoklorit so zelo močni oksidanti. Ko klor prehajamo v alkalijsko raztopino, segreto na 100 °C, se proces nadaljuje s tvorbo kloratov (soli klorovodikove kisline HclO3) in kloridov: segrevanje na 400 °C v odsotnosti katalizatorjev, iz kloratov (soli) nastanejo perklorati. perklorne kisline HClO4): z lugom. V tem primeru nastanejo hipokloriti pri sobni temperaturi, klorati pa pri 100°C. To so redoks reakcije. Klorova kislina HClO2 - srednje jakosti. V vodnih raztopinah je nestabilen, njegova analoga broma in joda pa sta še manj obstojna. Moč klorovih kisikovih kislin se poveča s povečanjem stopnje oksidacije osrednjega atoma: HCl + 1O - šibka; HCl + 3O2 - nekoliko močnejši; HCl + 5O3 je zelo močan in HClO + 74 je najmočnejša od vseh znanih kislin. Če klor sodeluje s kalcijevim hidroksidom, ki ga vzamemo v obliki prahu - puha, nato nastane klorid ali belilo, apno - ohlapen bel prah z vonjem po kloru. Sestavljen je predvsem iz kalcijevega hipoklorita Ca(ClO)2, bazičnih kalcijevih soli in kalcijevega klorida. Približna enačba: 2Cl2 + 2Ca (OH) 2 \u003d Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H2O Pogosto se ji doda Ca (ClO) 2, da se izboljša kakovost belila. Klor je močan oksidant. Je zelo reaktivna. Uporablja se za beljenje bombažnih tkanin, papirja, za kloriranje vode, dezinfekcijo in tudi za razplinjevanje območij, onesnaženih z obstojnimi strupenimi snovmi. Belilne in dezinfekcijske lastnosti belila so podobne lastnostim koplje in klorove vode: ogljikova kislina izpodriva hipokloristo kislino iz kalcijevega hipoklorita; na svetlobi se razgradi s sproščanjem atomskega kisika, ki deluje oksidativno.

vprašanje

Funkcije joda v telesu
Jod je nujen za tvorbo ščitničnih hormonov in za delovanje makrofagov. Makrofagi so posebne celice, ki uničujejo različne patogene mikrobe, viruse, glive itd.
Katere bolezni povzroča pomanjkanje joda. Vzroki za pomanjkanje joda
Pomanjkanje joda v človeškem telesu povzroča resne presnovne bolezni (bolezen ščitnice), duševno zaostalost, vodi pa lahko tudi do okvare kromosomov in raka. Koncentracija holesterola v krvi se poveča, vse vrste presnove so motene. Morda razvoj gluhosti, nemost, paraliza, sterilnost, prirojene malformacije, spontani splav, zaspanost, edem, upočasnitev srčnega utripa.
Pomanjkanje joda nastane zaradi neustreznega vnosa s hrano in vodo, izpostavljenosti sevanju ali zaradi uživanja nekaterih zdravil.

Norma porabe fluora. Vloga v človeškem telesu
Fluor je dvoumen element. Tako presežek kot pomanjkanje fluora sta nevarna za zdravje ljudi. Fluor se nahaja v kosteh in zobeh in je bistven element za izgradnjo kostnega tkiva. Za osebo je zadostna količina fluora 1-1,5 mg na 1 liter vode. Podatke podajamo na liter vode, ker so fluorove spojine zlahka topne. Fluorid najdemo v skoraj vseh živilih in pijačah. Do danes je nemogoče govoriti o razvoju pomanjkanja fluora, saj skoraj vsa tla vsebujejo presežek fluora, ki se presežek kopiči v kmetijskih pridelkih.
Kaj povzroča presežek in pomanjkanje fluorida?
Najbolj znan učinek pomanjkanja fluorida v telesu je razvoj zobnega kariesa. Presežek fluora povzroča osteohondrozo, spremembe oblike in barve zob (zobna fluoroza), togost sklepov in nastanek kostnih izrastkov. Izrazita izguba glasu, suh zadušljiv kašelj, znižan pritisk, krvavitev. Stik s fluorom povzroča bolezni kože (srbenje, draženje, luščenje) in sluznice ter močno poveča tveganje za nastanek raka na prebavilih.
Vzroki presežka fluorida v sodobnih izdelkih. Katera živila vsebujejo veliko fluora
Ljubitelji tako razširjene pijače, kot je čaj, bi morali vedeti, da močnejši kot je čaj in dlje ko ga strmo, več fluorida vsebuje pijača. 1 liter rdečega vina vsebuje 5 mg fluora - največji dnevni odmerek. Presežek fluorida vsebuje kril. Na splošno je prekomerna uporaba anorganskih gnojil v kmetijski proizvodnji povzročila kopičenje fluorovih spojin v skoraj vseh rastlinah.

vprašanje

železo- element osme skupine (po stari klasifikaciji - stranska podskupina osme skupine) četrtega obdobja periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejev z atomsko številko 26. Označen s simbolom Fe(lat. Ferrum). Ena najpogostejših kovin v zemeljski skorji (drugo mesto za aluminijem).

Preprosta snov železo je temprana srebrno bela kovina z visoko kemično reaktivnostjo: železo hitro korodira pri visokih temperaturah ali visoki vlažnosti v zraku. V čistem kisiku železo gori, v fino razpršenem stanju pa se na zraku spontano vname.

Presnova

izmenjava kisika

Kisik se nanaša na organogene elemente. Njegova vsebnost je do 65% telesne teže človeka, to je več kot 40 kg pri odraslem. Kisik je najpogostejši oksidant na Zemlji, v okolju je prisoten v dveh oblikah - v obliki spojin (zemeljska skorja in voda: oksidi, peroksidi, hidroksidi itd.) in v prosti obliki (atmosfera).

Biološka vloga kisika

Glavna (pravzaprav edina) funkcija kisika je njegova udeležba kot oksidant pri redoks reakcijah v telesu. Zaradi prisotnosti kisika so organizmi vseh živali sposobni izkoriščati (pravzaprav "kuriti") različne snovi ( , ) z ekstrakcijo določene energije "izgorevanja" za lastne potrebe. V mirovanju telo odrasle osebe porabi 1,8-2,4 g kisika na minuto.

Viri kisika

Glavni vir kisika za človeka je zemeljska atmosfera, od koder lahko človeško telo z dihanjem črpa potrebno količino kisika za življenje.

pomanjkanje kisika

S pomanjkanjem v človeškem telesu se razvije tako imenovana hipoksija.

Vzroki za pomanjkanje kisika

• odsotnost ali močno zmanjšana vsebnost kisika v ozračju;
• zmanjšan delni tlak kisika v vdihanem zraku (pri plezanju na visoke nadmorske višine - v gorah, letalih);
• prenehanje ali zmanjšanje oskrbe pljuč s kisikom med asfiksijo;
• kršitve transporta kisika (motnje v delovanju srčno-žilnega sistema, znatno zmanjšanje hemoglobina v krvi med anemijo, nezmožnost hemoglobina, da opravlja svoje funkcije - veže, prenaša ali daje kisik tkivom, na primer v primeru zastrupitev z ogljikovim monoksidom);
• nezmožnost tkiv za uporabo kisika zaradi kršitve redoks procesov v tkivih (na primer s)

Posledice pomanjkanja kisika

Za akutno hipoksijo:

• izguba zavesti;
• motnja, nepopravljiva poškodba in hitra smrt centralnega živčnega sistema (dobesedno v nekaj minutah)

Za kronično hipoksijo:

• hitra fizična in duševna utrujenost;
• motnje centralnega živčnega sistema;
• tahikardija in kratka sapa v mirovanju ali pri majhnem naporu

Presežek kisika

Izjemno redko ga opazimo, praviloma v umetnih pogojih (na primer hiperbarične komore, nepravilno izbrane dihalne mešanice pri potapljanju v vodi itd.). V tem primeru dolgotrajno vdihavanje prekomerno nasičenega zraka spremlja zastrupitev s kisikom - zaradi njegove prevelike količine se v organih in tkivih tvori velika količina prostih radikalov, sproži se proces spontane oksidacije organskih snovi, vključno z lipidi. peroksidacija.

Načrt:

Zgodovina odkritij

Izvor imena

Biti v naravi

Potrdilo o prejemu

Fizične lastnosti

Kemijske lastnosti

Aplikacija

Biološka vloga kisika

Strupeni kisikovi derivati

10. Izotopi

Kisik

Kisik- element 16. skupine (po zastareli klasifikaciji - glavna podskupina skupine VI), drugo obdobje periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva, z atomsko številko 8. Označen je s simbolom O (lat. . Kisik). Kisik je reaktivna nekovina in je najlažji element skupine halkogena. preprosta snov kisik(CAS številka: 7782-44-7) v normalnih pogojih - brezbarven plin brez okusa in vonja, katerega molekula je sestavljena iz dveh atomov kisika (formula O 2), v zvezi s čimer se imenuje tudi kisik. svetlo modra, trdna snov pa so svetlo modri kristali.

Obstajajo tudi druge alotropne oblike kisika, na primer ozon (številka CAS: 10028-15-6) - v normalnih pogojih je modri plin s specifičnim vonjem, katerega molekula je sestavljena iz treh atomov kisika (formula O 3).

1. Zgodovina odkritij

Uradno velja, da je kisik odkril angleški kemik Joseph Priestley 1. avgusta 1774 z razgradnjo živosrebrovega oksida v hermetično zaprti posodi (Priestley je sončne žarke na to spojino usmeril s pomočjo močne leče).

Vendar se Priestley sprva ni zavedal, da je odkril novo preprosto snov, verjel je, da je izoliral enega od sestavnih delov zraka (in je ta plin poimenoval "dephlogisticated air"). Priestley je o svojem odkritju poročal izjemnemu francoskemu kemiku Antoinu Lavoisierju. Leta 1775 je A. Lavoisier ugotovil, da je kisik sestavni del zraka, kislin in ga najdemo v številnih snoveh.

Nekaj ​​let prej (leta 1771) je švedski kemik Carl Scheele dobil kisik. Šalitro je žgal z žveplovo kislino in nato razkrojil nastali dušikov oksid. Scheele je ta plin poimenoval "ognjeni zrak" in svoje odkritje opisal v knjigi, objavljeni leta 1777 (prav zato, ker je knjiga izšla pozneje, kot je Priestley napovedal svoje odkritje, slednji velja za odkritelja kisika). Scheele je svojo izkušnjo poročal tudi Lavoisierju.

Pomembna faza, ki je prispevala k odkritju kisika, je bilo delo francoskega kemika Pierra Bayena, ki je objavil delo o oksidaciji živega srebra in kasnejši razgradnji njegovega oksida.

Končno je A. Lavoisier končno ugotovil naravo nastalega plina z uporabo informacij Priestleyja in Scheela. Njegovo delo je bilo velikega pomena, saj je bila zahvaljujoč temu podrta teorija flogistona, ki je takrat prevladovala in je ovirala razvoj kemije. Lavoisier je izvedel poskus zgorevanja različnih snovi in ​​ovrgel teorijo flogistona z objavo rezultatov o teži zgorelih elementov. Teža pepela je presegla začetno težo elementa, kar je Lavoisierju dalo pravico trditi, da med zgorevanjem pride do kemične reakcije (oksidacije) snovi, v zvezi s tem pa se poveča masa prvotne snovi, kar ovrže teorija flogistona.

Tako si zasluge za odkritje kisika dejansko delijo Priestley, Scheele in Lavoisier.

1. izvor imena

Beseda kisik (v začetku 19. stoletja se je še vedno imenovala "kislina"), njen pojav v ruskem jeziku je do neke mere posledica M. V. Lomonosova, ki je skupaj z drugimi neologizmi uvedel besedo "kislina"; tako je bila beseda "kisik" sledi izrazu "kisik" (francosko oxygène), ki ga je predlagal A. Lavoisier (iz drugih grških ὀξύς - "kisel" in γεννάω - "rodim"), kar v prevodu pomeni "ustvarjanje kisline", kar je povezano z njenim prvotnim pomenom - "kislina", kar je prej pomenilo snovi, imenovane oksidi po sodobni mednarodni nomenklaturi.

1. Biti v naravi

Kisik je najpogostejši element na Zemlji, njegov delež (kot del različnih spojin, predvsem silikatov) predstavlja približno 47,4% mase trdne zemeljske skorje. Morske in sladke vode vsebujejo ogromno vezanega kisika - 88,8% (masnih), v ozračju je vsebnost prostega kisika 20,95% prostornine in 23,12% mas. Več kot 1500 spojin zemeljske skorje vsebuje kisik v svoji sestavi.

Kisik je sestavni del številnih organskih snovi in ​​je prisoten v vseh živih celicah. Glede na število atomov v živih celicah je približno 25%, glede na masni delež - približno 65%.