Kiseonik (O) je nemetalni hemijski element grupe 16 (VIa) periodnog sistema. To je plin bez boje, mirisa i okusa koji je neophodan za žive organizme – životinje koje ga pretvaraju u ugljični dioksid i biljke koje koriste CO2 kao izvor ugljika i vraćaju O 2 u atmosferu. Kiseonik stvara jedinjenja reagujući sa gotovo bilo kojim drugim elementom, a takođe istiskuje hemijske elemente iz međusobnog povezivanja. U mnogim slučajevima ovi procesi su praćeni oslobađanjem topline i svjetlosti. Najvažnije jedinjenje kiseonika je voda.
Historija otkrića
Godine 1772, švedski hemičar Carl Wilhelm Scheele prvi je demonstrirao kiseonik zagrijavanjem kalijum nitrata, živinog oksida i mnogih drugih supstanci. Nezavisno od njega, engleski hemičar Joseph Priestley je 1774. otkrio ovaj hemijski element termičkom razgradnjom živinog oksida i objavio svoje nalaze iste godine, tri godine prije objavljivanja. Scheele. Godine 1775-1780, francuski hemičar Antoine Lavoisier tumačio je ulogu kisika u disanju i sagorijevanju, odbacujući teoriju o flogistonu općenito prihvaćenu u to vrijeme. Primetio je njegovu sklonost stvaranju kiselina kada se kombinuje sa raznim supstancama i nazvao element oxygène, što na grčkom znači "proizvodnja kiseline".
Prevalencija
Šta je kiseonik? Čini 46% mase zemljine kore, njen je najčešći element. Količina kiseonika u atmosferi je 21% zapremine, a težinska u morskoj vodi 89%.
U stenama, element se kombinuje sa metalima i nemetalima u obliku oksida, koji su kiseli (na primer, sumpor, ugljenik, aluminijum i fosfor) ili bazični (soli kalcijuma, magnezijuma i gvožđa), i kao jedinjenja nalik solima za koja se može smatrati da su nastala od kiselih i baznih oksida kao što su sulfati, karbonati, silikati, aluminati i fosfati. Iako su brojne, ove čvrste materije ne mogu poslužiti kao izvori kiseonika, budući da je prekid veze elementa sa atomima metala previše energetski zahtevan.
Karakteristike
Ako je temperatura kiseonika ispod -183 °C, tada postaje blijedoplava tečnost, a na -218 °C - čvrsta. Čisti O2 je 1,1 puta teži od zraka.
Tokom disanja životinje i neke bakterije troše kiseonik iz atmosfere i vraćaju ugljen-dioksid, dok tokom fotosinteze zelene biljke u prisustvu sunčeve svetlosti apsorbuju ugljen-dioksid i oslobađaju slobodni kiseonik. Skorosav O2 u atmosferi nastaje fotosintezom.
Na 20 °C, oko 3 zapreminska dijela kiseonika se otapaju u 100 dijelova slatke vode, nešto manje u morskoj vodi. Ovo je neophodno za disanje riba i drugih morskih životinja.
Prirodni kiseonik je mešavina tri stabilna izotopa: 16O (99,759%), 17O (0,037%) i18O (0,204%). Poznato je nekoliko umjetno proizvedenih radioaktivnih izotopa. Najdugovječniji od njih je 15O (sa poluživotom od 124 s), koji se koristi za proučavanje disanja kod sisara.
Allotropes
Jasnija ideja o tome šta je kiseonik, omogućava vam da dobijete njegova dva alotropska oblika, dvoatomni (O2) i triatomski (O3 , ozon). Osobine dvoatomskog oblika sugeriraju da šest elektrona veže atome, a dva ostaju nesparena, uzrokujući paramagnetizam kisika. Tri atoma u molekulu ozona nisu u pravoj liniji.
Ozon se može proizvesti prema jednačini: 3O2 → 2O3.
Proces je endoterman (zahteva energiju); konverzija ozona natrag u dvoatomski kiseonik je olakšana prisustvom prelaznih metala ili njihovih oksida. Čisti kiseonik se pretvara u ozon užarenim električnim pražnjenjem. Reakcija se također javlja pri apsorpciji ultraljubičastog svjetla s talasnom dužinom od oko 250 nm. Pojava ovog procesa u gornjim slojevima atmosfere eliminiše zračenje koje bi moglo izazvatioštećenja života na površini Zemlje. Oštar miris ozona prisutan je u zatvorenim prostorima sa iskričavim električnim uređajima kao što su generatori. To je svijetloplavi plin. Njegova gustina je 1.658 puta veća od vazduha, a ima tačku ključanja od -112°C na atmosferskom pritisku.
Ozon je jako oksidaciono sredstvo, sposobno da pretvori sumpor-dioksid u trioksid, sulfid u sulfat, jodid u jod (obezbeđujući analitičku metodu za procenu), i mnoga organska jedinjenja u oksigenisane derivate kao što su aldehidi i kiseline. Pretvaranje ugljovodonika iz izduvnih gasova automobila u ove kiseline i aldehide uz pomoć ozona je ono što uzrokuje smog. U industriji, ozon se koristi kao hemijsko sredstvo, dezinfekciono sredstvo, tretman otpadnih voda, prečišćavanje vode i izbeljivanje tkanina.
Metode dobijanja
Način proizvodnje kiseonika zavisi od toga koliko je gasa potrebno. Laboratorijske metode su sljedeće:
1. Termička razgradnja nekih soli kao što su kalijev hlorat ili kalijum nitrat:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
Raspadanje kalijum hlorata je katalizovano oksidima prelaznih metala. Mangan dioksid (piroluzit, MnO2) se često koristi za ovo. Katalizator snižava temperaturu potrebnu za razvijanje kiseonika sa 400 na 250°C.
2. Temperaturna razgradnja metalnih oksida:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Scheele i Priestley su koristili spoj (oksid) kiseonika i žive (II) da bi dobili ovaj hemijski element.
3. Termička razgradnja metalnih peroksida ili vodonik peroksida:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
Prve industrijske metode za odvajanje kiseonika iz atmosfere ili za proizvodnju vodikovog peroksida zavisile su od stvaranja barijum peroksida iz oksida.
4. Elektroliza vode sa malim nečistoćama soli ili kiselina, koje obezbeđuju provodljivost električne struje:
2H2O → 2H2 + O2
Industrijska proizvodnja
Ako je potrebno dobiti velike količine kiseonika, koristi se frakciona destilacija tečnog vazduha. Od glavnih sastojaka zraka, ima najvišu tačku ključanja i stoga je manje isparljiv od dušika i argona. Proces koristi hlađenje plina dok se širi. Glavni koraci operacije su sljedeći:
- zrak se filtrira kako bi se uklonile čestice;
- vlaga i ugljični dioksid se uklanjaju apsorpcijom u lužinu;
- zrak se komprimira i toplina kompresije se uklanja normalnim postupcima hlađenja;
- onda ulazi u zavojnicu koja se nalazi ukamera;
- dio komprimovanog gasa (pri pritisku od oko 200 atm) širi se u komori, hladeći zavojnicu;
- prošireni plin se vraća u kompresor i prolazi kroz nekoliko faza naknadne ekspanzije i kompresije, što rezultira da tekućina na -196 °C zrak postaje tekućina;
- tečnost se zagreva da se destiluju prvi laki inertni gasovi, zatim azot i ostaje tečni kiseonik. Višestruko frakcioniranje proizvodi proizvod dovoljno čist (99,5%) za većinu industrijskih svrha.
Industrijska upotreba
Metalurgija je najveći potrošač čistog kisika za proizvodnju čelika s visokim udjelom ugljika: riješite se ugljičnog dioksida i drugih nemetalnih nečistoća brže i lakše nego korištenjem zraka.
Pročišćavanje otpadnih voda kiseonikom obećava efikasnije tretiranje tečnih otpadnih voda od drugih hemijskih procesa. Spaljivanje otpada u zatvorenim sistemima korišćenjem čistog O2.
. postaje sve važnije
Takozvani raketni oksidator je tečni kiseonik. Pure O2 Koristi se u podmornicama i ronilačkim zvonima.
U hemijskoj industriji kiseonik je zamenio normalan vazduh u proizvodnji supstanci kao što su acetilen, etilen oksid i metanol. Medicinske primjene uključuju upotrebu plina u komorama za kisik, inhalatorima i inkubatorima za bebe. Anestetički gas obogaćen kiseonikom pruža životnu podršku tokom opšte anestezije. Bez ovog hemijskog elementa, veliki brojindustrije koje koriste peći za topljenje. To je kiseonik.
Hemijska svojstva i reakcije
Visoka elektronegativnost i elektronski afinitet kiseonika tipični su za elemente koji pokazuju nemetalna svojstva. Sva jedinjenja kiseonika imaju negativno oksidaciono stanje. Kada se dvije orbitale popune elektronima, formira se jon O2-. U peroksidima (O22-) pretpostavlja se da svaki atom ima naboj od -1. Ovo svojstvo prihvatanja elektrona potpunim ili delimičnim transferom određuje oksidaciono sredstvo. Kada takav agens reagira sa supstancom donora elektrona, njegovo vlastito oksidacijsko stanje se smanjuje. Promjena (smanjenje) oksidacijskog stanja kisika od nule do -2 naziva se redukcija.
U normalnim uslovima, element formira dvoatomska i triatomska jedinjenja. Osim toga, postoje vrlo nestabilni molekuli sa četiri atoma. U dvoatomskom obliku, dva nesparena elektrona nalaze se u orbitalama koje se ne vezuju. Ovo potvrđuje paramagnetno ponašanje gasa.
Intenzivna reaktivnost ozona se ponekad objašnjava pretpostavkom da je jedan od tri atoma u "atomskom" stanju. Ulazeći u reakciju, ovaj atom se odvaja od O3, ostavljajući molekularni kiseonik.
Molekul O2 je slabo reaktivan na normalnim temperaturama i pritiscima okoline. Atomski kiseonik je mnogo aktivniji. Energija disocijacije (O2 → 2O) je značajna ije 117,2 kcal po molu.
Veze
Sa nemetalima kao što su vodonik, ugljik i sumpor, kiseonik formira širok spektar kovalentno vezanih jedinjenja, uključujući okside nemetala kao što je voda (H2O), sumpor dioksid (SO2) i ugljen dioksid (CO2); organska jedinjenja kao što su alkoholi, aldehidi i karboksilne kiseline; uobičajene kiseline kao što su ugljične (H2CO3), sumporne (H2SO4) i azot (HNO3); i odgovarajuće soli kao što su natrijum sulfat (Na2SO4), natrijum karbonat (Na2 CO 3) i natrijum nitrat (NaNO3). Kiseonik je prisutan u obliku O2- jona u kristalnoj strukturi čvrstih metalnih oksida, kao što je jedinjenje (oksid) kiseonika i kalcijum CaO. Metalni superoksidi (KO2) sadrže O2- jon, dok metalni peroksidi (BaO2), sadrže jon O22-. Jedinjenja kiseonika uglavnom imaju oksidaciono stanje od -2.
Osnovne karakteristike
Konačno, navodimo glavna svojstva kiseonika:
- Elektronska konfiguracija: 1s22s22p4.
- Atomski broj: 8.
- Atomska masa: 15.9994.
- Tačka ključanja: -183,0 °C.
- Tačka topljenja: -218,4 °C.
- Gustina (ako je pritisak kiseonika 1 atm na 0 °C): 1,429 g/l.
- Oksidacija: -1, -2, +2 (u jedinjenjima sa fluorom).
