Struktura atoma kisika. Kisik: kemične lastnosti elementa

DEFINICIJA

Kisik- osmi element periodnega sistema. Nanaša se na nekovine. Nahaja se v drugem obdobju VI skupine A podskupine.

Zaporedna številka je 8. Naboj jedra je +8. Atomska teža - 15.999 amu V naravi se pojavljajo trije izotopi kisika: 16 O, 17 O in 18 O, od katerih je 16 O najpogostejši (99,762 %).

Elektronska struktura atoma kisika

Atom kisika ima dve lupini, tako kot vsi elementi, ki se nahajajo v drugem obdobju. Številka skupine -VI (halkogeni) - označuje, da je na zunanji elektronski ravni atoma dušika 6 valenčnih elektronov. Ima visoko oksidacijsko sposobnost (višja je le fluor).

riž. 1. Shematski prikaz strukture atoma kisika.

Elektronska konfiguracija osnovnega stanja je zapisana takole:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Kisik je element p-družine. Energetski diagram za valenčne elektrone v nevzbujenem stanju je naslednji:

Kisik ima 2 para parnih elektronov in dva neparna elektrona. V vseh svojih spojinah ima kisik valenco II.

riž. 2. Prostorska slika strukture atoma kisika.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

DEFINICIJA

Kisik- element drugega obdobja skupine VIA periodnega sistema kemičnih elementov D.I. Mendelejev, z atomsko številko 8. Simbol - O.

Atomska masa - 16 am.u. Molekula kisika je dvoatomska in ima formulo - O 2

Kisik spada v družino p-elementov. Elektronska konfiguracija atoma kisika je 1s 2 2s 2 2p 4 . V svojih spojinah je kisik sposoben pokazati več oksidacijskih stanj: "-2", "-1" (v peroksidih), "+2" (F 2 O). Za kisik je značilna manifestacija pojava alotropije - obstoj v obliki več preprostih snovi - alotropnih modifikacij. Alotropne modifikacije kisika sta kisik O 2 in ozon O 3.

Kemijske lastnosti kisika

Kisik je močan oksidant, ker za dokončanje zunanjega elektronski nivo Manjka mu le 2 elektrona in ju zlahka pritrdi. Po reaktivnosti je kisik na drugem mestu za fluorom. Kisik tvori spojine z vsemi elementi razen helija, neona in argona. Kisik neposredno reagira s halogeni, srebrom, zlatom in platino (njihove spojine se pridobivajo posredno). Skoraj vse reakcije, ki vključujejo kisik, so eksotermne. Funkcijaštevilne reakcije kombinacije s kisikom - sproščanje velike količine toplote in svetlobe. Takšni procesi se imenujejo zgorevanje.

Interakcija kisika s kovinami. Torej alkalijske kovine(razen litija) kisik tvori perokside ali superokside, s preostalim - okside. Na primer:

4Li + O2 = 2Li2O;

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2;

K + O 2 \u003d KO 2;

2Ca + O 2 \u003d 2CaO;

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3;

2Cu + O 2 \u003d 2CuO;

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.

Interakcija kisika z nekovinami. Interakcija kisika z nekovinami poteka pri segrevanju; vse reakcije so eksotermne, razen interakcije z dušikom (reakcija je endotermna, poteka pri 3000C v električni lok, v naravi - med razelektritvijo strele). Na primer:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5;

C + O 2 \u003d CO 2;

2H 2 + O 2 = 2H 2 O;

N 2 + O 2 ↔ 2NO - Q.

Interakcija s kompleksom anorganske snovi. Ko kompleksne snovi zgorijo v presežku kisika, nastanejo oksidi ustreznih elementov:

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O (t);

4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H2O (t);

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (t, kat);

2PH3 + 4O2 = 2H3PO4 (t);

SiH 4 + 2O 2 \u003d SiO 2 + 2H 2 O;

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8 SO 2 (t).

Kisik lahko oksidira okside in hidrokside v spojine z višjim oksidacijskim stanjem:

2CO + O 2 \u003d 2CO 2 (t);

2SO2 + O2 = 2SO3 (t, V2O5);

2NO + O 2 \u003d 2NO 2;

4FeO + O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 (t).

Interakcija s kompleksnimi organskimi snovmi. Skoraj vse organske snovi gorijo, ki jih oksidira atmosferski kisik v ogljikov dioksid in vodo:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + H 2 O.

Poleg reakcij zgorevanja (popolna oksidacija) so možne tudi parcialne ali katalitične oksidacijske reakcije, pri čemer so produkti reakcije lahko alkoholi, aldehidi, ketoni, karboksilne kisline in druge snovi:

Oksidacija ogljikovih hidratov, beljakovin in maščob služi kot vir energije v živem organizmu.

Fizikalne lastnosti kisika

Kisik je najpogostejši element na zemlji (47 masnih odstotkov). Zrak vsebuje 21 % prostornine kisika. kisik - komponento voda, minerali, organske snovi. Rastlinska in živalska tkiva vsebujejo 50-85 % kisika v obliki različnih spojin.

V prostem stanju je kisik brez barve, okusa in vonja, slabo topen v vodi (3 litre kisika se raztopijo v 100 litrih vode pri 20C. Tekoči kisik modra barva, ima paramagnetne lastnosti (vvleče se v magnetno polje).

Pridobivanje kisika

Obstajajo industrijske in laboratorijske metode za proizvodnjo kisika. Tako se v industriji kisik pridobiva z destilacijo tekočega zraka, glavne laboratorijske metode za pridobivanje kisika pa vključujejo reakcije toplotne razgradnje kompleksnih snovi:

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

4K 2 Cr 2 O 7 \u003d 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3 O 2

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Naloga

Z razgradnjo 95 g živosrebrovega (II) oksida je nastalo 4,48 litra kisika (N.O.). Izračunajte delež razpadlega živosrebrovega (II) oksida (v mas. %).

Rešitev

Napišimo reakcijsko enačbo za razgradnjo živosrebrovega oksida (II): 2HgO \u003d 2Hg + O 2. Če poznamo prostornino sproščenega kisika, najdemo njegovo količino snovi: mol. Glede na reakcijsko enačbo n (HgO): n (O 2) \u003d 2: 1, torej n (HgO) = 2 × n (O 2) \u003d 0,4 mol. Izračunajmo maso razpadlega oksida. Količina snovi je povezana z maso snovi z razmerjem: Molska masa (molekulska masa enega mola) živosrebrovega (II) oksida, izračunana s pomočjo tabele kemičnih elementov D.I. Mendelejev - 217 g / mol. Potem je masa živosrebrovega oksida (II) enaka: m(HgO) = n(HgO) × M(HgO) \u003d 0,4 × 217 \u003d 86,8 g. Določimo masni delež razpadlega oksida:

Kisik je v drugem obdobju VI glavna skupina zastarela kratka različica periodnega sistema. Po novih standardih številčenja je to 16. skupina. Ustrezno odločitev je IUPAC sprejel leta 1988. Formula za kisik je preprosta snov- približno 2. Upoštevajte njegove glavne lastnosti, vlogo v naravi in ​​gospodarstvu. Začnimo z značilnostmi celotne skupine periodičnega sistema, ki ga vodi kisik. Element se razlikuje od sorodnih halkogenov, voda pa se razlikuje od vodika, selena in telurja. Razlaga za vse posebnosti najdemo le s spoznavanjem strukture in lastnosti atoma.

Halkogeni so elementi, ki so povezani s kisikom.

Atomi s podobnimi lastnostmi tvorijo eno skupino v periodični sistem. Kisik vodi družino halkogena, vendar se od njih razlikuje po številnih lastnostih.

Atomska masa kisika, prednika skupine, je 16 amu. m. Kalkogeni pri tvorbi spojin z vodikom in kovinami kažejo svoje običajno oksidacijsko stanje: -2. Na primer, v sestavi vode (H 2 O) je oksidacijsko število kisika -2.

Sestava tipičnih vodikovih spojin halkogenov ustreza splošni formuli: H 2 R. Ko se te snovi raztopijo, nastanejo kisline. Samo vodikova vez kisik - voda - ima posebne lastnosti. Po mnenju znanstvenikov je ta nenavadna snov hkrati zelo šibka kislina in zelo šibka baza.

Žveplo, selen in telur imajo tipična pozitivna oksidacijska stanja (+4, +6) v spojinah s kisikom in drugimi nekovinami z visoko elektronegativnostjo (EO). Sestava halkogenih oksidov odraža splošne formule: RO 2 , RO 3 . Ustrezne kisline imajo sestavo: H 2 RO 3 , H 2 RO 4 .

Elementi ustrezajo preprostim snovem: kisik, žveplo, selen, telur in polonij. Prvi trije predstavniki kažejo nekovinske lastnosti. Formula kisika je O2. Alotropna modifikacija istega elementa je ozon (O 3). Obe modifikaciji sta plini. Žveplo in selen sta trdni nekovini. Telur je metaloidna snov, prevodnik električni tok, polonij je kovina.

Kisik je najpogostejši element

Že vemo, da obstaja še ena vrsta obstoja istega kemičnega elementa v obliki preproste snovi. To je ozon, plin, ki tvori plast na višini približno 30 km od zemeljske površine, pogosto imenovano ozonski zaslon. Vezani kisik je vključen v molekule vode, v sestavo številnih kamnin in mineralov, organske spojine.

Struktura atoma kisika

Periodični sistem Mendelejeva vsebuje popolne informacije o kisiku:

1. Zaporedna številka elementa je 8.
2. Polnjenje jedra - +8.
3. Skupno število elektronov je 8.
4. Elektronska formula kisika je 1s 2 2s 2 2p 4 .

V naravi so trije stabilni izotopi, ki imajo enako zaporedno številko v periodnem sistemu, identično sestavo protonov in elektronov, vendar drugačna številka nevtroni. Izotopi so označeni z istim simbolom - O. Za primerjavo predstavljamo diagram, ki odraža sestavo treh kisikovih izotopov:

Lastnosti kisika - kemični element

Na 2p podnivoju atoma sta dva neparna elektrona, kar pojasnjuje pojav oksidacijskih stanj -2 in +2. Dveh seznanjenih elektronov ni mogoče ločiti, da bi povečali oksidacijsko stanje na +4, kot pri žveplovi in ​​drugih halkogeni. Razlog je odsotnost proste podravni. Zato v spojinah kemični element kisik ne kaže valence in oksidacijskega stanja, enakega številu skupine v kratka različica periodični sistem (6). Njegovo običajno oksidacijsko število je -2.

Samo v spojinah s fluorom ima kisik pozitivno oksidacijsko stanje +2, ki je zanj neznačilno. Vrednost EO dveh močnih nekovin je različna: EO(O) = 3,5; EO (F) = 4. Fluor kot bolj elektronegativen kemični element močneje zadrži svoje elektrone in privlači valenčne delce k atomom kisika. Zato je kisik v reakciji s fluorom redukcijsko sredstvo, daruje elektrone.

Kisik je preprosta snov

Angleški raziskovalec D. Priestley je leta 1774 med poskusi sproščal plin med razgradnjo živosrebrovega oksida. Dve leti prej je K. Scheele dobil isto snov v čisti obliki. Le nekaj let pozneje je francoski kemik A. Lavoisier ugotovil, kakšen plin je del zraka, preučil lastnosti. Kemična formula kisik - O2. Pri zapisovanju sestave snovi odsevamo elektrone, ki sodelujejo pri tvorbi nepolarnega kovalentna vez- Oh:: Oh. Vsak vezni elektronski par zamenjajmo z eno vrstico: O=O. Ta kisikova formula jasno kaže, da so atomi v molekuli povezani med dvema skupnima paroma elektronov.

Izvedemo preproste izračune in ugotovimo, kakšna je relativna molekulska masa kisika: Mr (O 2) = Ar (O) x 2 = 16 x 2 = 32. Za primerjavo: Mr (zrak) = 29. Kemikalija formula kisika se razlikuje od atoma kisika. To pomeni, da je Mr (O 3) \u003d Ar (O) x 3 \u003d 48. Ozon je 1,5-krat težji od kisika.

Fizične lastnosti

Kisik je plin brez barve, okusa in vonja (pri normalni temperaturi in atmosferskem tlaku). Snov je nekoliko težja od zraka; topen v vodi, vendar v majhnih količinah. Tališče kisika je negativno in je -218,3 °C. Točka, na kateri se tekoči kisik spremeni nazaj v plinasti kisik, je njegovo vrelišče. Za molekule O 2 je vrednost tega fizična količina doseže -182,96 °C. V tekočem in trdnem stanju dobi kisik svetlo modro barvo.

Pridobivanje kisika v laboratoriju

Ko se segrejejo snovi, ki vsebujejo kisik, kot je kalijev permanganat, brezbarven plin, ki ga lahko zberemo v bučko ali epruveto. Če prižgano baklo vnesete v čisti kisik, gori močneje kot v zraku. Drugi dve laboratorijski metodi za pridobivanje kisika sta razgradnja vodikovega peroksida in kalijevega klorata (bertoletna sol). Razmislite o shemi naprave, ki se uporablja za toplotno razgradnjo.

V epruveto ali bučko z okroglim dnom nalijemo malo bertoletne soli, zapremo z zamaškom s cevko za odvod plina. Njegov nasprotni konec naj bo usmerjen (pod vodo) v bučko, obrnjeno na glavo. Vrat je treba spustiti v širok kozarec ali kristalizator, napolnjen z vodo. Ko se epruveta z Bertholletovo soljo segreje, se sprosti kisik. Skozi odvodno cev za plin vstopi v bučko in iz nje izpodriva vodo. Ko je bučka napolnjena s plinom, jo ​​zapremo pod vodo z zamaškom in obrnemo. Kisik, pridobljen v tem laboratorijskem poskusu, se lahko uporabi za preučevanje kemijskih lastnosti preproste snovi.

Zgorevanje

Če laboratorij gori snovi v kisiku, potem morate vedeti in opazovati požarni predpisi. Vodik takoj zgori na zraku, pomešan s kisikom v razmerju 2:1 pa je eksploziven. Zgorevanje snovi v čistem kisiku je veliko intenzivnejše kot v zraku. Ta pojav je razložen s sestavo zraka. Kisik v atmosferi je nekaj več kot 1/5 dela (21%). Zgorevanje je reakcija snovi s kisikom, zaradi katere nastanejo različni produkti, predvsem oksidi kovin in nekovin. Mešanice O 2 z gorljivimi snovmi so vnetljive, poleg tega pa so nastale spojine lahko strupene.

Gorenje navadne sveče (ali vžigalice) spremlja tvorba ogljikovega dioksida. Naslednjo izkušnjo lahko naredite doma. Če zažgete snov pod Stekleni kozarec ali velik kozarec, se bo izgorevanje ustavilo, takoj ko bo porabljen ves kisik. Dušik ne podpira dihanja in izgorevanja. Ogljikov dioksid, produkt oksidacije, ne reagira več s kisikom. Transparent vam omogoča zaznavanje prisotnosti po gorenju sveče. Če produkte zgorevanja prehajamo skozi kalcijev hidroksid, postane raztopina motna. Med apneno vodo in ogljikovim dioksidom poteka kemična reakcija, ki povzroči netopen kalcijev karbonat.

Proizvodnja kisika v industrijskem obsegu

Najcenejši postopek, ki ima za posledico molekule O 2 brez zraka, ne vključuje kemičnih reakcij. V industriji, recimo, v metalurških obratih, zrak pri nizki temperaturi in visok pritisk utekočiniti. Takšne bistvene sestavine atmosfere, tako kot dušik in kisik, vre pri različne temperature. Zmes zraka ločite med postopnim segrevanjem na normalno temperaturo. Najprej se sprostijo molekule dušika, nato kisik. Metoda ločevanja temelji na različnih fizikalnih lastnostih enostavnih snovi. Formula preproste snovi kisika je enaka, kot je bila pred hlajenjem in utekočinjanjem zraka - O 2.

Kot posledica nekaterih reakcij elektrolize se sprošča tudi kisik, ki se zbira preko ustrezne elektrode. Plin potrebujejo industrijska in gradbena podjetja v velikih količinah. Potrebe po kisiku nenehno naraščajo, zlasti v kemični industriji. Nastali plin se skladišči za industrijske in medicinske namene v jeklenih jeklenkah, opremljenih z oznakami. Posode za kisik so pobarvane modro ali cian, da jih ločimo od drugih. utekočinjeni plini- dušik, metan, amoniak.

Kemijski izračuni po formuli in enačbah reakcij, ki vključujejo molekule O 2

Številčna vrednost molska masa kisik sovpada z drugo vrednostjo - relativno molekulsko maso. Samo v prvem primeru obstajajo merske enote. Na kratko, formulo za snov kisika in njeno molsko maso je treba zapisati na naslednji način: M (O 2) = 32 g / mol. V normalnih pogojih mol katerega koli plina ustreza prostornini 22,4 litra. To pomeni, da je 1 mol O 2 22,4 litra snovi, 2 mol O 2 pa 44,8 litra. Po reakcijski enačbi med kisikom in vodikom je razvidno, da medsebojno delujeta 2 mola vodika in 1 mol kisika:

Če je v reakciji vključen 1 mol vodika, bo volumen kisika 0,5 mol. 22,4 l / mol \u003d 11,2 l.

Vloga molekul O 2 v naravi in ​​človekovem življenju

Kisik porabijo živi organizmi na Zemlji in je vključen v kroženje snovi že več kot 3 milijarde let. To je glavna snov za dihanje in presnovo, z njeno pomočjo pride do razgradnje molekul. hranila, se sintetizira energija, potrebna za organizme. Na Zemlji se kisik nenehno porablja, vendar se njegove zaloge obnavljajo s fotosintezo. Ruski znanstvenik K. Timiryazev je verjel, da zahvaljujoč temu procesu na našem planetu še vedno obstaja življenje.

Vloga kisika v naravi in ​​gospodarstvu je velika:

• absorbirajo živi organizmi v procesu dihanja;
• sodeluje pri reakcijah fotosinteze v rastlinah;
• je del organskih molekul;
• procesi razpadanja, fermentacije, rjavenja potekajo s sodelovanjem kisika, ki deluje kot oksidant;
• uporablja za pridobivanje dragocenih produktov organske sinteze.

Utekočinjen kisik v jeklenkah se uporablja za rezanje in varjenje kovin pri visokih temperaturah. Ti procesi se izvajajo v strojegradnih obratih, transportu in gradbena podjetja. Za delo pod vodo, pod zemljo, na visoka nadmorska višina v brezzračnem prostoru ljudje potrebujejo tudi molekule O 2. se v medicini uporabljajo za obogatitev sestave zraka, ki ga vdihujejo bolni ljudje. Plin za medicinske namene se od tehničnega razlikuje po skoraj popolni odsotnosti nečistoč in vonja.

Kisik je idealno oksidacijsko sredstvo

Kisikove spojine poznamo z vsemi kemičnimi elementi periodnega sistema, razen s prvimi predstavniki družine žlahtni plini. Mnoge snovi neposredno reagirajo z atomi O, razen halogenov, zlata in platine. Velik pomen imajo pojave, ki vključujejo kisik, ki jih spremljata sproščanje svetlobe in toplote. Takšni postopki se pogosto uporabljajo v vsakdanjem življenju in industriji. V metalurgiji se interakcija rud s kisikom imenuje praženje. Predhodno zdrobljeno rudo pomešamo z zrakom, obogatenim s kisikom. Pri visokih temperaturah se kovine reducirajo iz sulfidov v enostavne snovi. Tako se pridobiva železo in nekatere neželezne kovine. Prisotnost čistega kisika poveča hitrost tehnoloških procesov v različnih vejah kemije, tehnologije in metalurgije.

Pojav poceni metode pridobivanja kisika iz zraka z ločevanjem na komponente pri nizki temperaturi je spodbudil razvoj številnih področij. industrijska proizvodnja. Kemiki menijo, da so molekule O 2 in atomi O idealni oksidanti. To so naravni materiali, v naravi se nenehno obnavljajo, ne onesnažujejo okolje. poleg tega kemične reakcije s sodelovanjem kisika se najpogosteje konča s sintezo drugega naravnega in varnega izdelka - vode. Vloga O 2 pri nevtralizaciji strupenih industrijskih odpadkov, čiščenju vode pred onesnaženjem je velika. Poleg kisika se uporablja za dezinfekcijo alotropna modifikacija— ozon. Ta preprosta snov ima visoko oksidacijsko aktivnost. Ko je voda ozonizirana, se onesnaževala razgradijo. Ozon ima tudi škodljiv učinek na patogeno mikrofloro.

KISIK (latinsko Oxygenium), O, kemični element VI skupine kratke oblike (16. skupina dolge oblike) periodnega sistema, spada med halkogene; atomsko število 8, atomska masa 15,9994. Naravni kisik je sestavljen iz treh izotopov: 16 O (99,757 %), 17 O (0,038 %) in 18 O (0,205 %). Prevlada najlažjih izotopov 16 O v mešanici je posledica dejstva, da je jedro atoma 16 O sestavljeno iz 8 protonov in 8 nevtronov. Enako število protonov in nevtronov določa visoko energijo njihove vezave v jedru in največjo stabilnost jeder 16 O v primerjavi z ostalimi. Radioizotopi so bili umetno pridobljeni s masne številke 12-26.

Sklic na zgodovino. Kisik sta leta 1774 samostojno pridobila K. Scheele (s žganjem kalijevih nitratov KNO 3 in natrijevega NaNO 3 , manganovega dioksida MnO 2 in drugih snovi) in J. Priestley (s segrevanjem svinčevega tetroksida Pb 3 O 4 in živosrebrovega oksida HgO). Kasneje, ko je bilo ugotovljeno, da je kisik del kislin, je A. Lavoisier predlagal ime oxygène (iz grščine όχύς - kislo in γεννάω - rodim, zato rusko ime"kisik").

razširjenost v naravi. Kisik je najpogostejši kemični element na Zemlji: vsebnost kemično vezanega kisika v hidrosferi je 85,82 % (predvsem v obliki vode), v zemeljsko skorjo-49 % teže. Znanih je več kot 1400 mineralov, ki vsebujejo kisik. Med njimi prevladujejo minerali, ki jih tvorijo soli kislin, ki vsebujejo kisik (najpomembnejši razredi so naravni karbonati, naravni silikati, naravni sulfati, naravni fosfati) in kamnine na njihovi osnovi (na primer apnenec, marmor), pa tudi različni naravni oksidi, naravni hidroksidi in skale(na primer bazalt). Molekularni kisik predstavlja 20,95 % prostornine (23,10 % mase) zemeljske atmosfere. Atmosferski kisik je biološkega izvora in nastaja v zelene rastline ki vsebujejo klorofil iz vode in ogljikov dioksid med fotosintezo. Količina kisika, ki ga sprostijo rastline, kompenzira količino kisika, porabljenega v procesih razpadanja, zgorevanja in dihanja.

Kisik - biogeni element - je del najpomembnejših razredov naravnih organskih spojin (beljakovine, maščobe, nukleinska kislina, ogljikovi hidrati itd.) in v sestavi anorganske spojine okostje.

Lastnosti. Struktura zunanje elektronske lupine atoma kisika 2s 2 2p 4; v spojinah kaže oksidacijska stanja -2, -1, redko +1, +2; Paulingova elektronegativnost 3,44 (najbolj elektronegativni element za fluorom); atomski polmer 60 zvečer; polmer O 2 iona je -121 pm (koordinacijsko število 2). V plinastem, tekočem in trdnem stanju kisik obstaja v obliki dvoatomske molekule Približno 2. Molekule O 2 so paramagnetne. Obstaja tudi alotropna modifikacija kisika - ozona, sestavljena iz triatomskih molekul O 3 .

V osnovnem stanju ima atom kisika sodo število valenčnih elektronov, od katerih sta dva neparna. Zato je kisik, ki nima nizkoenergijskega praznega d-opbitala, dvovalenten v večini kemičnih spojin. Glede na naravo kemične vezi in vrsto kristalne strukture spojine je lahko koordinacijska številka kisika različna: O (atomski kisik), 1 (na primer O 2, CO 2), 2 (npr. H 2 O, H 2 O 2), 3 (npr. H 3 O +), 4 (npr. Be in Zn oksoacetati), 6 (npr. MgO, CdO), 8 (npr. Na 2 O, Cs 2 O). Zaradi majhnega polmera atoma lahko kisik tvori močne π vezi z drugimi atomi, na primer z atomi kisika (O 2, O 3), ogljikom, dušikom, žveplom in fosforjem. Zato je za kisik ena dvojna vez (494 kJ/mol) energetsko ugodnejša od dveh enostavnih vezi (146 kJ/mol).

Paramagnetizem molekul O 2 je razložen s prisotnostjo dveh neparnih elektronov z vzporednimi vrtenji v dvakrat degeneriranih protivezujočih π* orbitalah. Ker je v veznih orbitalah molekule štirih elektronov več kot v rahljajočih, je vrstni red vezi v O 2 2, to pomeni, da je vez med atomi kisika dvojna. Če se pod fotokemičnim ali kemičnim delovanjem na isti orbitali π * pojavita dva elektrona z nasprotnimi vrtljaji, nastane prvo vzbujeno stanje, ki se nahaja za 92 kJ / mol višje po energiji od osnovnega stanja. Če ob vzbujanju atoma kisika dva elektrona zavzameta dve različni π* orbitali in imata nasprotna vrtenja, nastane drugo vzbujeno stanje, katerega energija je 155 kJ/mol višja od energije osnovnega stanja. Vzbujanje spremlja povečanje medatomskega O-O razdalje: od 120.74 pm v osnovnem stanju do 121.55 pm za prvo in do 122.77 pm za drugo vzbujeno stanje, kar posledično vodi v oslabitev O-O priključki in povečanju reaktivnosti kisika. Obe vzbujeni stanji molekule O 2 imata pomembno vlogo pri oksidacijskih reakcijah v plinski fazi.

Kisik je plin brez barve, vonja in okusa; t pl -218,3 ° C, t kip -182,9 ° C, gostota plinastega kisika 1428,97 kg / dm 3 (pri 0 ° C in normalnem tlaku). Tekoči kisik je bledo modra tekočina, trdni kisik je modra kristalinična snov. Pri 0 °C je toplotna prevodnost 24,65-10 -3 W/(mK), molarna toplotna kapaciteta pri konstantnem tlaku 29,27 J/(mol K), permitivnost plinastega kisika je 1,000547, tekočega kisika pa je 1.491. Kisik je slabo topen v vodi (3,1 % prostornine kisika pri 20 °C), zlahka topen v nekaterih organofluorovih topilih, kot je perfluorodekalin (4500 % prostornine kisika pri 0 °C). Znatno količino kisika raztopijo plemenite kovine: srebro, zlato in platina. Topnost plina v staljenem srebru (2200 % prostornine pri 962 ° C) se močno zmanjša z znižanjem temperature, zato pri hlajenju na zraku talina srebra "vre" in brizga zaradi intenzivnega sproščanja raztopljenega kisika.

Kisik je zelo reaktiven, močan oksidant: sodeluje z večino preprostih snovi v normalnih pogojih, predvsem s tvorbo ustreznih oksidov (veliko reakcij, ki potekajo počasi pri sobni temperaturi ali več nizke temperature, pri segrevanju jih spremlja eksplozija in sproščanje velike količine toplote). Kisik v normalnih pogojih deluje z vodikom (nastane voda H 2 O; mešanice kisika z vodikom so eksplozivne - glej Detonacijski plin), pri segrevanju - z žveplom (žveplov dioksid SO 2 in žveplov trioksid SO 3), ogljikom (ogljikov oksid CO , ogljikov dioksid CO 2), fosfor (fosforjevi oksidi), številne kovine (kovinski oksidi), še posebej enostavno z alkalijskimi in zemeljskoalkalijskimi kovinami (predvsem kovinski peroksidi in superoksidi, kot so barijev peroksid BaO 2, kalijev superoksid KO 2). Kisik sodeluje z dušikom pri temperaturah nad 1200 °C ali ko je izpostavljen električni razelektritvi (nastane dušikov monoksid NO). Posredno pridobivamo kisikove spojine s ksenonom, kriptonom, halogeni, zlatom in platino. Kisik ne tvori kemičnih spojin s helijem, neonom in argonom. Tekoči kisik je tudi močan oksidant: z njim prepojena vata ob vžigu takoj izgori, nekatere hlapne organske snovi so sposobne samovžiga, ko so na razdalji nekaj metrov od odprte posode s tekočim kisikom.

Kisik tvori tri ionske oblike, od katerih vsaka določa lastnosti ločenega razreda kemičnih spojin: O 2 - superoksidi (formalno oksidacijsko stanje atoma kisika je -0,5), O 2 - - peroksidne spojine (oksidacijsko stanje atom kisika je -1, na primer vodikov peroksid H 2 O 2), O 2- - oksidi (oksidacijsko stanje atoma kisika -2). Pozitivna oksidacijska stanja +1 in +2 kisik kaže v fluoridih О 2 F 2 oziroma OF 2. Kiskovi fluoridi so nestabilni, so močni oksidanti in fluorirani reagenti.

Molekularni kisik je šibek ligand in se dodaja nekaterim kompleksom Fe, Co, Mn, Cu. Med takšnimi kompleksi je najpomembnejši železov porfirin, ki je del hemoglobina, beljakovine, ki izvaja prenos kisika v telesu toplokrvnih živali.

Biološka vloga. Kisik, tako v prosti obliki kot v različne snovi(na primer encimi oksidaze in oksidoreduktaze) sodeluje pri vseh oksidativnih procesih, ki se pojavljajo v živih organizmih. Posledično izstopa veliko število energija, porabljena v procesu življenja.

Potrdilo o prejemu. V industrijskem obsegu se kisik proizvaja z utekočinjanjem in frakcijsko destilacijo zraka (glejte Ločevanje zraka v članku), pa tudi z elektrolizo vode. V laboratorijskih pogojih se kisik pridobi z razgradnjo s segrevanjem vodikovega peroksida (2P 2 O 2 = 2H 2 O + O 2), kovinskih oksidov (na primer živosrebrovega oksida: 2HgO = 2Hg + O 2), soli kisika- ki vsebujejo oksidacijske kisline (na primer kalijev klorat : 2KlO 3 = 2KCl + 3O 2, kalijev permanganat: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2), z elektrolizo vodne raztopine NaOH. Plinasti kisik se skladišči in prevaža v jeklenih jeklenkah, pobarvanih modro, pri tlaku 15 in 42 MPa, tekoči kisik - v kovinskih Dewarovih posodah ali v posebnih rezervoarjih.

Aplikacija. Tehnični kisik se uporablja kot oksidacijsko sredstvo v metalurgiji (glej na primer proces Pretvornik kisika), pri plinsko-plamenski obdelavi kovin (glej npr. Rezanje s kisikom), v kemična industrija pri proizvodnji umetnih tekočih goriv, ​​mazalnih olj, dušikove in žveplove kisline, metanola, amoniaka in amoniakovih gnojil, kovinskih peroksidov itd. Čisti kisik se uporablja v kisikovih dihalnih aparatih za vesoljske ladje, podmornice, pri plezanju na velike nadmorske višine, opravljanju podvodnih del, v medicinske namene v medicini (glej članek Terapija s kisikom). Kot oksidant se uporablja tekoči kisik raketna goriva, med razstreljevanjem. Predlagamo, da se vodne emulzije raztopin plinastega kisika v nekaterih organofluorovih topilih uporabljajo kot umetni krvni nadomestki (na primer perftoran).

Lit.: Saunders N. Kisik in elementi skupine 16. Oxf., 2003; Drozdov A. A., Zlomanov V. P., Mazo G. N., Spiridonov F. M. Anorganska kemija. M., 2004. T. 2; Shriver D., Atkins P. Anorganska kemija. M., 2004. T. 1-2.

Uvod

Vsak dan vdihnemo zrak, ki ga potrebujemo. Ste kdaj razmišljali, kaj, natančneje, iz katerih snovi je zrak sestavljen? Največ vsebuje dušika (78 %), sledita kisik (21 %) in inertni plini (1 %). Čeprav kisik ne sestavlja najosnovnejšega dela zraka, bi bilo brez njega ozračje nebivalno. Zahvaljujoč njemu na Zemlji obstaja življenje, saj je dušik, tako skupaj kot posamezno, škodljiv za ljudi. Poglejmo lastnosti kisika.

Fizikalne lastnosti kisika

V zraku kisika preprosto ni mogoče razlikovati, saj je v normalnih pogojih plin brez okusa, barve in vonja. Toda kisik se lahko umetno prenese v druga agregatna stanja. Torej, pri -183 o C postane tekoč, pri -219 o C pa se strdi. Toda trden in tekoči kisik lahko pridobi samo človek, v naravi pa obstaja le v plinastem stanju. izgleda takole (fotografija). In trda kot led.

Fizikalne lastnosti kisika so tudi struktura molekule preproste snovi. Atomi kisika tvorijo dve takšni snovi: kisik (O 2) in ozon (O 3). Spodaj je prikazan model molekule kisika.

Kisik. Kemijske lastnosti

Prva stvar, s katero se začne kemijska značilnost elementa, je njegov položaj v periodnem sistemu D. I. Mendelejeva. Torej je kisik v 2. obdobju 6. skupine glavne podskupine pri številki 8. Njegova atomska masa je 16 amu, je nekovina.

IN anorganska kemija njegove binarne spojine z drugimi elementi so bile združene v ločeno - okside. lahko nastane kisik kemične spojine tako kovine kot nekovine.

Pogovorimo se o pridobivanju v laboratorijih.

Kemično lahko kisik pridobimo z razgradnjo kalijevega permanganata, vodikovega peroksida, bartoletne soli, nitratov aktivne kovine in oksidi težkih kovin. Razmislite o reakcijskih enačbah za vsako od teh metod.

1. Elektroliza vode:

H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2

5. Razgradnja oksidov težkih kovin (npr. živosrebrov oksid):

2HgO \u003d 2Hg + O 2

6. Razgradnja nitratov aktivnih kovin (na primer natrijevega nitrata):

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Uporaba kisika

Končali smo s kemičnimi lastnostmi. Zdaj je čas, da govorimo o uporabi kisika v človeškem življenju. Potreben je za zgorevanje goriva v električnih in termoelektrarnah. Uporablja se za proizvodnjo jekla iz litega železa in odpadne kovine, za varjenje in rezanje kovin. Kisik je potreben za gasilske maske, potapljaške jeklenke, uporablja se v črni in barvni metalurgiji ter celo pri izdelavi eksploziva. tudi v Prehrambena industrija kisik je znan kot aditiv za živila E948. Zdi se, da ni industrije, kjer se ne uporablja, ima pa v medicini najpomembnejšo vlogo. Tam ga imenujejo "medicinski kisik". Da bi bil kisik uporaben, je predhodno stisnjen. Fizikalne lastnosti kisika prispevajo k dejstvu, da ga je mogoče stisniti. V tej obliki je shranjena v jeklenkah, podobnih tem.

Uporablja se v intenzivni negi in pri operacijah v opremi za vzdrževanje življenjski procesi v telesu bolnega bolnika, pa tudi pri zdravljenju nekaterih bolezni: dekompresija, patologije prebavila. Z njegovo pomočjo zdravniki vsak dan rešujejo številna življenja. Kemični in fizične lastnosti kisik prispeva k dejstvu, da se uporablja tako široko.