Знаймо

Додати знання

приховати рекламу

Цей текст може містити помилки.

Кисень



План:


Введення

Кисень - елемент головної підгрупи шостої групи, другого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 8. Позначається символом O ( лат. Oxygenium ). Кисень - хімічно активний неметал, є найлегшим елементом з групи халькогенами. Проста речовина кисень ( CAS-номер : 7782-44-7) при нормальних умовах - газ без кольору, смаку і запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню (формула O 2), у зв'язку з чим його також називають дікіслород. Рідкий кисень має світло-блакитний колір, а твердий являє собою кристали світло-синього кольору.

Існують і інші алотропні форми кисню, наприклад, озон ( CAS-номер : 10028-15-6) - при нормальних умовах газ блакитного кольору зі специфічним запахом, молекула якого складається з трьох атомів кисню (формула O 3).


1. Історія відкриття

Офіційно вважається [2] [3], що кисень був відкритий англійським хіміком Джозефом Прістлі 1 серпня 1774 шляхом розкладання оксиду ртуті в герметично закритій посудині (Прістлі направляв на це з'єднання сонячні промені за допомогою потужної лінзи).

2HgO (t) → 2Hg + O 2

Однак Прістлі спочатку не зрозумів, що відкрив нове проста речовина, він вважав, що виділив одну із складових частин повітря (і назвав цей газ "дефлогістрованим повітрям"). Про своє відкриття Прістлі повідомив видатному французькому хіміку Антуану Лавуазьє. В 1775 А. Лавуазьє встановив, що кисень є складовою частиною повітря, кислот і міститься в багатьох речовинах.

Кількома роками раніше (у 1771) кисень отримав шведський хімік Карл Шееле. Він прожарюють селітру з сірчаною кислотою і потім розкладав вийшов оксид азоту. Шееле назвав цей газ "вогненним повітрям" і описав своє відкриття у виданій в 1777 книзі (саме тому, що книга опублікована пізніше, ніж повідомив про своє відкриття Прістлі, останній і вважається першовідкривачем кисню). Шееле також повідомив про свій досвід Лавуазьє.

Важливим етапом, який сприяв відкриттю кисню, були роботи французького хіміка Петра Байена, який опублікував роботи по окисленню ртуті і подальшого розкладання її оксиду.

Нарешті, остаточно розібрався в природі отриманого газу А. Лавуазьє, який скористався інформацією від Прістлі і Шеєле. Його робота мала величезне значення, тому що завдяки їй була повалити панувала в той час і гальмувала розвиток хімії флогістону теорія. Лавуазьє провів досвід по спалюванню різних речовин і спростував теорію флогістону, опублікувавши результати за вагою спалених елементів. Вага золи перевищував початковий вагу елемента, що дало Лавуазьє право стверджувати, що при горінні відбувається хімічна реакція (окислення) речовини, у зв'язку з цим маса вихідної речовини збільшується, що спростовує теорію флогістону.

Таким чином, заслугу відкриття кисню фактично ділять між собою Прістлі, Шееле і Лавуазьє.


2. Походження назви

Слово кисень (іменувався на початку XIX століття ще "кіслотвором") своєю появою у російській мові до якоюсь мірою зобов'язане М. В. Ломоносову, який ввів у вживання, поряд з іншими неологізмами, слово "кислота"; таким чином слово "кисень", у свою чергу, стало калькою терміну "оксиген" ( фр. oxygne ), Запропонованого А. Лавуазьє (від др.-греч. ὀξύς - "Кислий" і γεννάω - "Народжую"), що перекладається як "породжує кислоту", що пов'язано з первісним значенням його - " кислота ", раніше подразумевавший оксиди, іменовані по сучасній міжнародній номенклатурі оксидами.


3. Знаходження в природі

Кисень - найпоширеніший на Землі елемент, на його частку (у складі різних з'єднань, головним чином силікатів) припадає близько 47,4% маси твердої земної кори. Морські і прісні води містять величезна кількість зв'язаного кисню - 88,8% (за масою), в атмосфері зміст вільного кисню складає 20,95% за обсягом і 23,12% по масі. Більше 1500 з'єднань земної кори в своєму складі містять кисень.

Кисень входить до складу багатьох органічних речовин і присутній у всіх живих клітинах. За кількістю атомів в живих клітинах він складає близько 25%, по масовій частці - близько 65%.


4. Отримання

В даний час в промисловості кисень одержують з повітря. Основним промисловим способом отримання кисню, є кріогенна ректифікація. Також добре відомі і успішно застосовуються в промисловості кисневі установки, що працюють на основі мембранної технології.

У лабораторіях користуються киснем промислового виробництва, що поставляються в сталевих балонах під тиском близько 15 МПа.

Невеликі кількості кисню можна отримувати нагріванням перманганату калію KMnO 4:

2KMnO 4K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

також використовують реакцію каталітичного розкладання пероксиду водню Н 2 О 2:

2 О 2 → 2Н 2 О + О 2

Каталізатором є діоксид марганцю (MnO 2) або шматочок сирих овочів (в них містяться ферменти, що прискорюють розкладання пероксиду водню).

Кисень можна отримати каталітичним розкладанням хлорату калію ( бертолетової солі) KClO 3:

2KClO 32KCl + 3O 2

До лабораторних способів отримання кисню відноситься метод електролізу водних розчинів лугів.


5. Фізичні властивості

Холодна вода містить більше розчиненого O 2

При нормальних умовах кисень - це газ без кольору, смаку і запаху.

1 л його має масу 1,429 г. Трохи важче повітря. Слабо розчиняється в воді (4,9 мл/100г при 0 C, 2,09 мл/100г при 50 C) і спирті (2,78 мл/100г при 25 C). Добре розчиняється в розплавленому сріблі (22 обсягу O 2 в 1 обсязі Ag при 961 C). Є парамагнетиків.

При нагріванні газоподібного кисню відбувається його оборотна дисоціація на атоми: при 2000 C - 0,03%, при 2600 C - 1%, 4000 C - 59%, 6000 C - 99,5%.

Рідкий кисень (темп. кипіння -182,98 C) - це блідо-блакитна рідина.

Твердий кисень (темп. плавлення -218,79 C) - сині кристали. Відомі шість кристалічних фаз, з яких три існують при тиску в 1 атм.:

  • α-О 2 - існує при температурі нижче 23,65 К; яскраво-сині кристали відносяться до моноклінної сингонії, параметри комірки a = 5,403 , b = 3,429 , c = 5,086 ; β = 132,53 [4].
  • β-О 2 - існує в інтервалі температур від 23,65 до 43,65 К; блідо-сині кристали (при підвищенні тиску колір переходить в рожевий) мають ромбоедрична грати, параметри комірки a = 4,21 , α = 46,25 [4].
  • γ-О 2 - існує при температурах від 43,65 до 54,21 К; блідо-сині кристали мають кубічну симетрію, період решітки a = 6,83 [4].

Ще три фази утворюються при високих тисках:

  • δ-О 2 інтервал температур 20-240 К і тиск 6-8 ГПа, помаранчеві кристали;
  • ε-О 2 тиск від 10 і до 96 ГПа, колір кристалів від темно-червоного до чорного, Моноклінна сингонія;
  • ζ-О 2 тиск більше 96 ГПа, металевий стан з характерним металевим блиском, при низьких температурах переходить в надпровідний стан.

6. Хімічні властивості

Сильний окислювач, взаємодіє практично з усіма елементами, утворюючи оксиди. Ступінь окислення -2. Як правило, реакція окислення протікає з виділенням тепла і прискорюється при підвищенні температури (див. Горіння). Приклад реакцій, що протікають при кімнатній температурі:

~ \ Mathrm {4Li + O_2 \ \ xrightarrow \ 2Li_2O}
~ \ Mathrm {2Sr + O_2 \ \ xrightarrow \ 2SrO}

Окисляє сполуки, які містять елементи з не максимальним ступенем окислення:

~ \ Mathrm {2NO + O_2 \ \ xrightarrow \ 2NO_2}

Окисляє більшість органічних сполук:

~ \ Mathrm {CH_3CH_2OH +3 O_2 \ \ xrightarrow \ 2CO_2 +3 H_2O}

При певних умовах можна провести м'яке окислення органічної сполуки:

~ \ Mathrm {CH_3CH_2OH + O_2 \ \ xrightarrow \ CH_3COOH + H_2O}

Кисень не окисляє Au і Pt, галогени і інертні гази.

Кисень утворює пероксиди зі ступенем окислення -1.

  • Наприклад, пероксиди виходять при згоранні лужних металів в кисні:
~ \ Mathrm {2Na + O_2 \ \ xrightarrow \ Na_2O_2}
  • Деякі оксиди поглинають кисень:
~ \ Mathrm {2BaO + O_2 \ \ xrightarrow \ 2BaO_2}
  • За теорією горіння, розробленої А. Н. Бахом і К. О. Енглером, окислення відбувається у дві стадії з утворенням проміжного пероксидного з'єднання. Це проміжне з'єднання можна виділити, наприклад, при охолодженні полум'я палаючого водню льодом, поряд з водою, утворюється перекис водню:
~ \ Mathrm {H_2 + O_2 \ \ xrightarrow \ H_2O_2}

Надпероксід мають ступінь окислення -1 / 2, то є один електрон на два атоми кисню (іон O 2 -). Отримують взаємодією пероксидів з киснем при підвищених тиску і температурі:

~ \ Mathrm {Na_2O_2 + O_2 \ \ xrightarrow \ 2NaO_2}
  • Калій K, рубідій Rb і цезій Cs реагують з киснем з утворенням надпероксід:
~ \ Mathrm {K + O_2 \ \ xrightarrow \ KO_2}

Озоніди містять іон O 3 - зі ступенем окислення -1 / 3. Одержують дією озону на гідроксиди лужних металів:

~ \ Mathrm {KOH + O_3 \ \ xrightarrow \ KO_3 + KOH + O_2}

Іон діоксігеніл O 2 + має ступінь окислення +1 / 2. Отримують по реакції:

~ \ Mathrm {PtF_6 + O_2 \ \ xrightarrow \ O_2PtF_6}

Фториди кисню

  • Діфторід кисню, OF 2 ступінь окислення +2, отримують пропусканням фтору через розчин лугу:
~ \ Mathrm {2F_2 +2 NaOH \ \ xrightarrow \ OF_2 +2 NaF + H_2O}
  • Пропускаючи тліючий розряд через суміш фтору з киснем за певних тиску і температурі виходять суміші вищих фторидів кисню O 3 F 2, О 4 F 2, О 5 F 2 і О 6 F 2.
  • Квантово розрахунки пророкують стійке існування іона тріфторгідроксонія (англ.) [5] OF 3 +. Якщо цей іон дійсно існує, то ступінь окислювання кисню в ньому буде дорівнює +4.

Кисень підтримує процеси дихання, горіння, гниття.

У вільному вигляді елемент існує у двох модифікаціях аллотропних: O 2 і O 3 ( озон).



7. Застосування

Широке промислове застосування кисню почалося в середині XX століття, після винаходу турбодетандерів - пристроїв для скраплення і поділу рідкого повітря.

7.1. В металургії

Конвертерний спосіб виробництва стали чи переробки штейнов пов'язаний із застосуванням кисню. У багатьох металургійних агрегатах для більш ефективного спалювання палива замість повітря в пальниках використовують киснево-повітряну суміш.

7.2. Зварювання та різання металів

Кисень в балонах широко використовується для газополум'яного різання і зварювання металів.

7.3. Ракетне паливо

Як окислювача для ракетного палива застосовується рідкий кисень, пероксид водню, азотна кислота і інші багаті киснем з'єднання. Суміш рідкого кисню та рідкого озону - один з найпотужніших окислювачів ракетного палива (питомий імпульс суміші водень - озон перевищує питомий імпульс для пари водень - фтор і водень - фторид кисню).


7.4. В медицині

Кисень використовується для збагачення дихальних газових сумішей при порушенні дихання, для лікування астми, декомпрессионной хвороби, профілактики гіпоксії у вигляді кисневих коктейлів, кисневих подушок.

7.5. В харчової промисловості

У харчовій промисловості кисень зареєстрований як харчової добавки E948 [6], як пропелент і пакувальний газ.

7.6. В хімічної промисловості

У хімічній промисловості кисень використовують як реактив-окислювач в численних синтезах, наприклад, - окислення вуглеводнів в кисневмісні сполуки (cпірти, альдегіди, кислоти), аміаку в оксиди азоту у виробництві азотної кислоти. Внаслідок високих температур, що розвиваються при окисленні, останні часто проводять в режимі горіння.


7.7. В сільському господарстві

У тепличному господарстві, для виготовлення кисневих коктейлів, для збільшення у вазі у тварин, для збагачення киснем водного середовища в рибництві.

8. Біологічна роль кисню

Аварійний запас кисню у бомбосховищі

Більшість живих істот ( аероби) дихають киснем повітря. Широко використовується кисень в медицині. При серцево-судинних захворюваннях, для поліпшення обмінних процесів, в шлунок вводять кисневу піну ("кисневий коктейль"). Підшкірне введення кисню використовують при трофічних виразках, слоновості, гангрени та інших серйозних захворюваннях. Для знезараження та дезодорації повітря та очищення питної води застосовують штучне збагачення озоном. Радіоактивний ізотоп кисню 15 O застосовується для досліджень швидкості кровотоку, легеневої вентиляції.


9. Токсичні похідні кисню

Деякі похідні кисню (т. зв. реактивні форми кисню), такі як синглетний кисень, перекис водню, супероксид, озон і гідроксильний радикал, є високотоксичними продуктами. Вони утворюються в процесі активування або часткового відновлення кисню. Супероксид (супероксидний радикал), перекис водню і гідроксильний радикал можуть утворюватися в клітинах і тканинах організму людини і тварин і викликають оксидативний стрес.


10. Ізотопи

Кисень має три стійких ізотопи: 16 Про, 17 Про і 18 О, середній вміст яких складає відповідно 99,759%, 0,037% і 0,204% від загального числа атомів кисню на Землі. Різке переважання в суміші ізотопів найбільш легкого з них 16 Про пов'язано з тим, що ядро атома 16 Про складається з 8 протонів і 8 нейтронів. А такі ядра, як випливає з теорії будови атомного ядра, володіють особливою стійкістю.

Також відомі радіоактивні ізотопи кисню: від 12 до 24 Про О. Всі радіоактивні ізотопи кисню мають малий період напіврозпаду, а 12 O розпадається за 5,8 10 -22 секунди.



Цей текст може містити помилки.

Схожі роботи | скачати

Схожі роботи:
Рідкий кисень
Синглетний кисень
© Усі права захищені
написати до нас
Рейтинг@Mail.ru