Kyslík je najrozšírenejším chemickým prvkom na planéte. Jeho hmotnostný podiel v zemskej kôre je 47,3%, jeho objemový podiel v atmosfére je 20,95% a jeho hmotnostný podiel v živých organizmoch je asi 65%. Čo je to za plyn a aké fyzikálne a chemické vlastnosti má kyslík?

Kyslík: všeobecné informácie

Kyslík je nekov, ktorý za normálnych podmienok nemá farbu, chuť ani vôňu.

Ryža. 1. Vzorec kyslíka.

Takmer vo všetkých zlúčeninách, okrem zlúčenín s fluórom a peroxidmi, vykazuje konštantnú valenciu II a oxidačný stav -2. Atóm kyslíka nemá excitované stavy, pretože na druhej vonkajšej úrovni nie sú žiadne voľné orbitály. Ako jednoduchá látka existuje kyslík vo forme dvoch alotropných modifikácií - kyslíkových plynov O 2 a ozónu O 3.

za určitých podmienok môže byť kyslík v kvapalnom alebo pevnom stave. na rozdiel od plynov majú farbu: kvapalinu - svetlo modrú a tuhý kyslík má svetlomodrý odtieň.

Ryža. 2. Pevný kyslík.

Kyslík sa v priemysle získava skvapalňovaním vzduchu, po ktorom nasleduje separácia dusíka v dôsledku jeho vyparovania (je rozdiel v bodoch varu: -183 stupňov pre kvapalný kyslík a -196 stupňov pre kvapalný dusík).

Chemické vlastnosti interakcie kyslíka

Kyslík je aktívny nekov. Kyslík je schopný reagovať so všetkými prvkami okrem neónu, hélia a argónu. zvyčajne sú reakcie tohto plynu s inými látkami exotermické. Proces oxidácie, ktorý prebieha za súčasného uvoľňovania energie vo forme tepla a svetla, sa nazýva spaľovanie. Je veľmi dôležité používať organické zlúčeniny, najmä alkány, ako palivo, pretože pri reakcii spaľovania voľných radikálov sa uvoľňuje veľké množstvo tepla:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + 880 kJ.

S nekovmi kyslík zvyčajne reaguje pri zahrievaní a vytvára oxid. Reakcia s dusíkom teda začína až pri teplotách nad 1200 stupňov alebo pri elektrickom výboji:

Kyslík tiež reaguje s kovmi:

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4 (v dôsledku reakcie sa vytvorí zlúčenina - oxid železa)

V prírode existuje ešte silnejšie oxidačné činidlo ako kyslík, tým je ozón. Je schopný oxidovať zlato a platinu. V prirodzených podmienkach sa ozón vytvára z atmosférického kyslíka počas výbojov bleskov a v laboratóriu - prechodom elektrického výboja cez kyslík: 3O 2 \u003d 2O 3 - 285 kJ (endotermická reakcia)

Ryža. 3. Ozón.

Najvýznamnejšou zlúčeninou kyslíka je voda. Asi 71% zemského povrchu zaberá vodná škrupina. Rohové molekuly vody sú polárne, každá z nich tvorí štyri vodíkové väzby: dve ako donor protónov a dve ako akceptor protónov. Vznikajú (H 2 O)x asociáty, kde x sa mení od 2 do 5. Vodná para obsahuje (H 2 O) 2 diméry a v kondenzovaných fázach môže byť molekula vody v štvorstennom prostredí štyroch ďalších molekúl. ak by molekuly vody neboli spojené, tak jej bod varu by nebol 100 stupňov, ale asi 80 stupňov.. Celkové získané hodnotenia: 104.

Ministerstvo školstva a vedy Ruskej federácie

"KYSLÍK"

Dokončené:

Skontrolované:

Všeobecné vlastnosti kyslíka.

KYSLÍK (lat. Oxygenium), O (čítaj „o“), chemický prvok s atómovým číslom 8, atómová hmotnosť 15,9994. V Mendelejevovej periodickej tabuľke prvkov sa kyslík nachádza v druhej perióde v skupine VIA.

Prírodný kyslík pozostáva zo zmesi troch stabilných nuklidov s hmotnostnými číslami 16 (v zmesi dominuje, je to 99,759 % hm.), 17 (0,037 %) a 18 (0,204 %). Polomer neutrálneho atómu kyslíka je 0,066 nm. Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy neutrálneho neexcitovaného atómu kyslíka je 2s2р4. Energie sekvenčnej ionizácie atómu kyslíka sú 13,61819 a 35,118 eV, elektrónová afinita je 1,467 eV. Polomer iónu O 2 má rôzne koordinačné čísla od 0,121 nm (koordinačné číslo 2) do 0,128 nm (koordinačné číslo 8). V zlúčeninách vykazuje oxidačný stav -2 (valencia II) a menej často -1 (valencia I). Podľa Paulingovej stupnice je elektronegativita kyslíka 3,5 (druhé miesto medzi nekovmi po fluóre).

Vo svojej voľnej forme je kyslík bezfarebný plyn bez zápachu a chuti.

Vlastnosti štruktúry molekuly O 2: atmosférický kyslík pozostáva z dvojatómových molekúl. Medziatómová vzdialenosť v molekule O2 je 0,12074 nm. Molekulový kyslík (plynný a kvapalný) je paramagnetická látka, každá molekula O 2 má 2 nepárové elektróny. Túto skutočnosť možno vysvetliť tým, že každý z dvoch antiväzbových orbitálov v molekule obsahuje jeden nepárový elektrón.

Energia disociácie molekuly O 2 na atómy je pomerne vysoká a dosahuje 493,57 kJ / mol.

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Fyzikálne a chemické vlastnosti: vo voľnej forme sa vyskytuje vo forme dvoch modifikácií O 2 („obyčajný“ kyslík) a O 3 (ozón). O 2 je bezfarebný plyn bez zápachu. Za normálnych podmienok je hustota plynného kyslíka 1,42897 kg/m 3 . Teplota varu kvapalného kyslíka (kvapalina je modrá) je -182,9°C. Pri teplotách od –218,7°C do –229,4°C je tuhý kyslík s kubickou mriežkou (-modifikácia), pri teplotách od –229,4°C do –249,3°C - modifikácia s hexagonálnou mriežkou a pri teplotách pod -249,3 ° C - kubický - modifikácia. Ďalšie modifikácie tuhého kyslíka boli tiež získané pri zvýšenom tlaku a nízkych teplotách.

Pri 20 °C je rozpustnosť plynu O2: 3,1 ml na 100 ml vody, 22 ml na 100 ml etanolu, 23,1 ml na 100 ml acetónu. Existujú organické kvapaliny obsahujúce fluór (napríklad perfluórbutyltetrahydrofurán), v ktorých je rozpustnosť kyslíka oveľa vyššia.

Vysoká pevnosť chemickej väzby medzi atómami v molekule O2 vedie k tomu, že pri izbovej teplote je plynný kyslík chemicky skôr neaktívny. V prírode pomaly vstupuje do premien počas procesov rozkladu. Okrem toho je kyslík pri izbovej teplote schopný reagovať s krvným hemoglobínom (presnejšie s hemovým železom II), čo zabezpečuje prenos kyslíka z dýchacej sústavy do iných orgánov.

Kyslík interaguje s mnohými látkami bez zahrievania, napríklad s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín (zodpovedajúce oxidy ako Li20, CaO atď., peroxidy ako Na202, Ba02 atď. a superoxidy ako KO2, vznikajú RbO 2). atď.), spôsobuje tvorbu hrdze na povrchu oceľových výrobkov. Bez zahrievania kyslík reaguje s bielym fosforom, s niektorými aldehydmi a inými organickými látkami.

Pri malom zahriatí sa chemická aktivita kyslíka dramaticky zvyšuje. Pri zapálení reaguje výbuchom s vodíkom, metánom, inými horľavými plynmi, s veľkým množstvom jednoduchých aj zložitých látok. Je známe, že pri zahrievaní v kyslíkovej atmosfére alebo na vzduchu dochádza k vyhoreniu mnohých jednoduchých a zložitých látok a vytvárajú sa rôzne oxidy, napríklad:

S + O2 \u003d S02; C + O2 \u003d CO2

4Fe + 302 \u003d 2Fe203; 2Cu + O2 \u003d 2CuO

4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20; 2H2S + 3O2 \u003d 2H20 + 2SO2

Ak sa zmes kyslíka a vodíka skladuje v sklenenej nádobe pri izbovej teplote, dochádza k exotermickej reakcii tvorby vody

2H 2 + O 2 \u003d 2 H 2 O + 571 kJ

prebieha extrémne pomaly; podľa výpočtu by sa prvé kvapôčky vody mali objaviť v nádobe asi za milión rokov. Keď sa však platina alebo paládium (ktoré zohrávajú úlohu katalyzátora) zavedie do nádoby so zmesou týchto plynov, ako aj po zapálení, reakcia pokračuje výbuchom.

Kyslík reaguje s dusíkom N2 buď pri vysokej teplote (asi 1500-2000°C) alebo prechodom elektrického výboja cez zmes dusíka a kyslíka. Za týchto podmienok sa oxid dusnatý (II) tvorí reverzibilne:

N2 + O2 \u003d 2NO

Výsledný NO potom reaguje s kyslíkom za vzniku hnedého plynu (oxid dusičitý):

2NO + 02 = 2N02

Z nekovov kyslík za žiadnych okolností priamo neinteraguje s halogénmi, z kovov - s ušľachtilými kovmi - striebro, zlato, platina atď.

Binárne zlúčeniny kyslíka, v ktorých je oxidačný stav atómov kyslíka -2, sa nazývajú oxidy (predtým názov je oxidy). Príklady oxidov: oxid uhoľnatý (IV) CO 2, oxid sírový (VI) SO 3, oxid meďnatý (I) Cu 2 O, oxid hlinitý Al 2 O 3, oxid mangánu (VII) Mn 2 O 7.

Kyslík tiež vytvára zlúčeniny, v ktorých je jeho oxidačný stav -1. Ide o peroxidy (starý názov je peroxidy), napríklad peroxid vodíka H 2 O 2, peroxid bárnatý BaO 2, peroxid sodný Na 2 O 2 a iné. Tieto zlúčeniny obsahujú peroxidovú skupinu - O - O -. S aktívnymi alkalickými kovmi, napríklad s draslíkom, môže kyslík vytvárať aj superoxidy, napríklad KO2 (superoxid draselný), RbO2 (superoxid rubídia). V superoxidoch je oxidačný stav kyslíka -1/2. Je možné poznamenať, že superoxidové vzorce sa často píšu ako K204, Rb204 atď.

S najaktívnejším nekovovým fluórom tvorí kyslík zlúčeniny v kladnom oxidačnom stave. Takže v zlúčenine O2F2 je oxidačný stav kyslíka +1 a v zlúčenine O2F - +2. Tieto zlúčeniny nepatria medzi oxidy, ale medzi fluoridy. Fluoridy kyslíka je možné syntetizovať len nepriamo, napríklad pôsobením fluóru F2 na zriedené vodné roztoky KOH.

História objavov

História objavu kyslíka, podobne ako dusíka, je spojená so štúdiom atmosférického vzduchu, ktoré trvalo niekoľko storočí. To, že vzduch nie je v prírode homogénny, ale obsahuje časti, z ktorých jedna podporuje spaľovanie a dýchanie a druhá nie, vedel už v 8. storočí čínsky alchymista Mao Hoa a neskôr v Európe Leonardo da Vinci. . Anglický prírodovedec R. Hooke v roku 1665 napísal, že vzduch pozostáva z plynu obsiahnutého v ledku, ako aj z neaktívneho plynu, ktorý tvorí väčšinu vzduchu. To, že vzduch obsahuje prvok, ktorý podporuje život, bolo známe mnohým chemikom už v 18. storočí. Švédsky lekárnik a chemik Karl Scheele začal skúmať zloženie vzduchu v roku 1768. Tri roky rozkladal ľadok (KNO 3, NaNO 3) a ďalšie látky zahrievaním a dostával „ohnivý vzduch“, ktorý podporoval dýchanie a spaľovanie. Scheele však publikoval výsledky svojich experimentov až v roku 1777 v knihe „Chemické pojednanie o vzduchu a ohni“. V roku 1774 anglický kňaz a prírodovedec J. Priestley získal plyn podporujúci horenie zahrievaním „spálenej ortuti“ (oxid ortuti HgO). Počas pobytu v Paríži Priestley, ktorý nevedel, že plyn, ktorý dostal, je súčasťou vzduchu, oznámil svoj objav A. Lavoisierovi a ďalším vedcom. V tom čase bol objavený aj dusík. V roku 1775 Lavoisier dospel k záveru, že obyčajný vzduch pozostáva z dvoch plynov – plynu potrebného na dýchanie a podporu horenia a plynu „opačnej povahy“ – dusíka. Lavoisier nazval plyn podporujúci spaľovanie kyslík – „tvoriace kyseliny“ (z gréckeho oxys – kyslý a gennao – rodím; odtiaľ ruský názov „kyslík“), keďže vtedy veril, že všetky kyseliny obsahujú kyslík. Už dlho je známe, že kyseliny môžu obsahovať kyslík aj anoxické, ale názov, ktorý tomuto prvku dal Lavoisier, zostal nezmenený. Takmer jeden a pol storočia slúžila 1/16 hmotnosti atómu kyslíka ako jednotka na vzájomné porovnávanie hmotností rôznych atómov a používala sa pri numerickej charakterizácii hmotností atómov rôznych prvkov (tzv. -nazývaná kyslíková stupnica atómových hmotností).

Výskyt v prírode: kyslík je najbežnejším prvkom na Zemi, jeho podiel (ako súčasť rôznych zlúčenín, hlavne kremičitanov) tvorí asi 47,4 % hmotnosti pevnej zemskej kôry. Morské a sladké vody obsahujú obrovské množstvo viazaného kyslíka – 88,8 % (hmotn.), v atmosfére je obsah voľného kyslíka 20,95 % (obj.). Prvok kyslík je súčasťou viac ako 1500 zlúčenín zemskej kôry.

Potvrdenie:

V súčasnosti sa kyslík v priemysle získava separáciou vzduchu pri nízkych teplotách. Najprv je vzduch stlačený kompresorom, pričom sa vzduch ohrieva. Stlačený plyn sa nechá vychladnúť na teplotu miestnosti a potom sa nechá voľne expandovať. Pri expanzii plynu teplota prudko klesá. Ochladený vzduch, ktorého teplota je o niekoľko desiatok stupňov nižšia ako teplota okolia, sa opäť podrobuje kompresii na 10-15 MPa. Potom sa uvoľnené teplo opäť odoberie. Po niekoľkých cykloch „kompresie-expanzie“ teplota klesne pod bod varu kyslíka aj dusíka. Vzniká kvapalný vzduch, ktorý sa následne podrobí destilácii (destilácii). Bod varu kyslíka (-182,9°C) je o viac ako 10 stupňov vyšší ako bod varu dusíka (-195,8°C). Preto sa z kvapaliny najskôr odparí dusík a vo zvyšku sa hromadí kyslík. Vďaka pomalej (frakčnej) destilácii je možné získať čistý kyslík, v ktorom je obsah dusíkatých nečistôt menší ako 0,1 objemového percenta.

fyzikálne vlastnosti. Za normálnych podmienok je kyslík bezfarebný plyn bez zápachu, mierne rozpustný vo vode (5 objemov kyslíka sa rozpustí v 1 objeme vody pri 0 stupňoch C a 3 objemy kyslíka pri 20 stupňoch C). V iných rozpúšťadlách je jeho rozpustnosť tiež zanedbateľná.

Pri atmosférickom tlaku sa kyslík skvapalňuje pri -183 stupňoch. C a vytvrdzuje pri -219 stupňoch. C. V kvapalnom a pevnom skupenstve má kyslík modrú farbu a magnetické vlastnosti.

Chemické vlastnosti. Kyslík je aktívny nekov. Vo všetkých zlúčeninách, okrem zlúčenín s fluórom a peroxidmi, má oxidačný stav -2 (v zlúčeninách s fluórom má kyslík oxidačný stav +2 a v peroxidových zlúčeninách je jeho oxidačný stav -1 alebo dokonca zlomkové číslo.Je to spôsobené tým, že v peroxidoch sú navzájom spojené 2 alebo viac atómov kyslíka).

Kyslík interaguje so všetkými kovmi, s výnimkou zlata a platinových kovov (okrem osmia), pričom vytvára oxidy:

2 Mg + 02 = 2 MgO (oxid horečnatý);

4 Al + 3 O 2 \u003d 2 Al 2 O 3 (oxid hlinitý).

Množstvo kovov okrem zásaditých oxidov tvorí amfotérne (ZnO, Cr 2 O 3, Al 2 O 3 atď.) a dokonca kyslé (CrO 3, Mn 2 O 7 atď.) oxidy.

Tiež interaguje so všetkými, s výnimkou halogénov, nekovmi, pričom vytvára kyslé alebo soli netvoriace (indiferentné) oxidy:

S + O2 \u003d S02 (oxid síry (IV));

4P + 502 \u003d 2P205 (oxid fosforečný);

N2 + O2 \u003d 2 NO (oxid dusnatý (II)).

Oxidy zlata a platinových kovov sa získavajú ich rozkladom (hydroxidy a kyslíkaté zlúčeniny halogénov - opatrnou dehydratáciou ich kyselín obsahujúcich kyslík).

V kyslíku a vo vzduchu mnohé anorganické a organické látky ľahko oxidujú (horia alebo tlejú). Z anorganických látok, okrem kovov a nekovov, všetky zlúčeniny kovov s nekovmi reagujú s kyslíkom, s výnimkou chloridov a bromidov:

CaH2+02 \u003d CaO + H20;

2 ZnS + 3 O2 \u003d 2 ZnO + 2 SO2;

Mg3P2 + 402 \u003d Mg3(P04)2;

Ca2Si + 202 \u003d Ca2Si04;

4 KI + 02 + 2 H20 \u003d 4 KOH + I 2.

Z organických zlúčenín takmer všetko interaguje s kyslíkom, okrem plne fluórovaných uhľovodíkov (freónov), ako aj derivátov chlóru a brómu s vysokým obsahom chlóru alebo brómu (chloroform, tetrachlórmetán, polychlóretány a podobné deriváty brómu):

C3H8 + 502 \u003d 3C02 + 4 H20;

2 C2H5OH + O2 \u003d 2 CH3CHO + 2 H20;

2 CH 3 CHO + O 2 \u003d 2 CH 3 COOH;

C6H1206 + 602 \u003d 6C02 + 6 H20;

2 C6H6 + 1502 \u003d 12 CO2 + 6 H20.

V atómovom stave je kyslík aktívnejší ako v molekulárnom. Táto vlastnosť sa využíva pri bielení rôznych materiálov (farbiace organické látky sa ľahšie ničia). V molekulárnom stave môže kyslík existovať vo forme kyslíka (O 2) a ozónu (O 3), t.j. je charakterizovaný javom alotropie.

Plán:

História objavov

Pôvod mena

Byť v prírode

Potvrdenie

Fyzikálne vlastnosti

Chemické vlastnosti

Aplikácia

10. Izotopy

Kyslík

Kyslík- prvok 16. skupiny (podľa zastaranej klasifikácie - hlavná podskupina VI. skupiny), druhá perióda periodickej sústavy chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým číslom 8. Označuje sa symbolom O (lat. Oxygenium). Kyslík je reaktívny nekov a je najľahším prvkom zo skupiny chalkogénov. jednoduchá látka kyslík(číslo CAS: 7782-44-7) za normálnych podmienok - bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, ktorého molekula pozostáva z dvoch atómov kyslíka (vzorec O 2), v súvislosti s ktorým sa nazýva aj dikyslík Kvapalný kyslík má svetlomodrá a tuhá látka sú svetlomodré kryštály.

Existujú aj iné alotropné formy kyslíka, napríklad ozón (číslo CAS: 10028-15-6) - za normálnych podmienok modrý plyn so špecifickým zápachom, ktorého molekula pozostáva z troch atómov kyslíka (vzorec O 3).

História objavov

Oficiálne sa predpokladá, že kyslík objavil anglický chemik Joseph Priestley 1. augusta 1774 rozkladom oxidu ortuti v hermeticky uzavretej nádobe (Priestley nasmeroval slnečné lúče na túto zlúčeninu pomocou výkonnej šošovky).

Priestley si však spočiatku neuvedomil, že objavil novú jednoduchú látku, domnieval sa, že izoloval jednu zo základných častí vzduchu (a nazval tento plyn „deflogistický vzduch“). Priestley oznámil svoj objav vynikajúcemu francúzskemu chemikovi Antoine Lavoisierovi. V roku 1775 A. Lavoisier zistil, že kyslík je neoddeliteľnou súčasťou vzduchu, kyselín a nachádza sa v mnohých látkach.

O niekoľko rokov skôr (v roku 1771) švédsky chemik Carl Scheele získal kyslík. Kalcinoval ľadok kyselinou sírovou a potom rozložil výsledný oxid dusnatý. Scheele nazval tento plyn „ohnivý vzduch“ a svoj objav opísal v knihe vydanej v roku 1777 (práve preto, že kniha vyšla neskôr, ako Priestley oznámil svoj objav, ten je považovaný za objaviteľa kyslíka). Scheele tiež oznámil svoje skúsenosti Lavoisierovi.

Dôležitou etapou, ktorá prispela k objavu kyslíka, bola práca francúzskeho chemika Pierra Bayena, ktorý publikoval prácu o oxidácii ortuti a následnom rozklade jej oxidu.

Nakoniec A. Lavoisier s využitím informácií od Priestleyho a Scheeleho konečne zistil povahu výsledného plynu. Jeho dielo malo veľký význam, pretože vďaka nemu bola zvrhnutá teória flogistónu, ktorá v tom čase dominovala a bránila rozvoju chémie. Lavoisier uskutočnil experiment so spaľovaním rôznych látok a vyvrátil teóriu flogistónu zverejnením výsledkov o hmotnosti spálených prvkov. Hmotnosť popola presahovala počiatočnú hmotnosť prvku, čo dalo Lavoisierovi právo tvrdiť, že pri spaľovaní dochádza k chemickej reakcii (oxidácii) látky, v súvislosti s tým sa zvyšuje hmotnosť pôvodnej látky, čo vyvracia teória flogistónu.

Zásluhu na objave kyslíka teda v skutočnosti zdieľajú Priestley, Scheele a Lavoisier.

Pôvod mena

Slovo kyslík (na začiatku 19. storočia sa ešte nazývalo "kyselina"), jeho výskyt v ruskom jazyku je do určitej miery zásluhou M. V. Lomonosova, ktorý zaviedol spolu s inými neologizmami slovo "kyselina"; teda slovo „kyslík“ bolo zase pauzovacím papierom výrazu „kyslík“ (francúzsky oxygene), ktorý navrhol A. Lavoisier (z iného gréckeho ὀξύς – „kyslý“ a γεννάω – „rodím“), čo sa prekladá ako „vytvárajúca kyselina“, čo je spojené s jeho pôvodným významom – „kyselina“, čo v minulosti znamenalo látky nazývané oxidy podľa modernej medzinárodnej nomenklatúry.

Byť v prírode

Kyslík je najbežnejším prvkom na Zemi, jeho podiel (ako súčasť rôznych zlúčenín, najmä silikátov) predstavuje asi 47,4 % hmotnosti pevnej zemskej kôry. Morské a sladké vody obsahujú obrovské množstvo viazaného kyslíka – 88,8 % (hmotn.), v atmosfére je obsah voľného kyslíka 20,95 % objemu a 23,12 % hmotnosti. Viac ako 1500 zlúčenín zemskej kôry obsahuje vo svojom zložení kyslík.

Kyslík je súčasťou mnohých organických látok a je prítomný vo všetkých živých bunkách. Z hľadiska počtu atómov v živých bunkách je to asi 25%, z hľadiska hmotnostného zlomku - asi 65%.

Potvrdenie

V súčasnosti sa v priemysle získava kyslík zo vzduchu. Hlavnou priemyselnou metódou získavania kyslíka je kryogénna destilácia. V priemysle sú dobre známe a úspešne používané aj kyslíkové elektrárne založené na membránovej technológii.

V laboratóriách sa používa priemyselný kyslík dodávaný v oceľových fľašiach pod tlakom asi 15 MPa.

Malé množstvá kyslíka možno získať zahrievaním manganistanu draselného KMnO 4:

Využíva sa aj reakcia katalytického rozkladu peroxidu vodíka H 2 O 2 v prítomnosti oxidu mangánu (IV):

Kyslík možno získať katalytickým rozkladom chlorečnanu draselného (bertoletovej soli) KClO 3:

Laboratórne metódy výroby kyslíka zahŕňajú metódu elektrolýzy vodných roztokov alkálií, ako aj rozklad oxidu ortuti (II) (pri t = 100 ° C):

Na ponorkách sa zvyčajne získava reakciou peroxidu sodného a oxidu uhličitého vydychovaného osobou:

Fyzikálne vlastnosti

V oceánoch je obsah rozpusteného O 2 väčší v studenej vode a menší v teplej vode.

Za normálnych podmienok je kyslík bezfarebný plyn bez chuti a zápachu.

1 liter z nej má hmotnosť 1,429 g. Je o niečo ťažší ako vzduch. Mierne rozpustný vo vode (4,9 ml/100 g pri 0 °C, 2,09 ml/100 g pri 50 °C) a alkohole (2,78 ml/100 g pri 25 °C). Dobre sa rozpúšťa v roztavenom striebre (22 objemov O 2 v 1 objeme Ag pri 961 ° C). Medziatómová vzdialenosť - 0,12074 nm. Je paramagnetická.

Pri zahrievaní plynného kyslíka dochádza k jeho reverzibilnej disociácii na atómy: pri 2000 °C - 0,03 %, pri 2600 °C - 1 %, 4000 °C - 59 %, 6000 °C - 99,5 %.

Kvapalný kyslík (bod varu -182,98 °C) je svetlomodrá kvapalina.

O 2 fázový diagram

Pevný kyslík (teplota topenia −218,35°C) - modré kryštály. Je známych šesť kryštalických fáz, z ktorých tri existujú pri tlaku 1 atm.:

α-O 2 - existuje pri teplotách pod 23,65 K; svetlomodré kryštály patria do monoklinického systému, parametre buniek a=5,403 Á, b=3,429 Á, c=5,086 Á; p = 132,53°.

β-02 - existuje v teplotnom rozsahu od 23,65 do 43,65 K; bledomodré kryštály (so stúpajúcim tlakom sa farba mení na ružovú) majú romboedrickú mriežku, parametre bunky a=4,21 Å, α=46,25°.

γ-O 2 - existuje pri teplotách od 43,65 do 54,21 K; svetlomodré kryštály majú kubickú symetriu, periódu mriežky a=6,83 Á.

Pri vysokom tlaku sa tvoria ďalšie tri fázy:

δ-02 teplotný rozsah 20-240 K a tlak 6-8 GPa, oranžové kryštály;

ε-O 4 tlak od 10 do 96 GPa, farba kryštálov od tmavo červenej po čiernu, monoklinický systém;

ζ-O n tlak viac ako 96 GPa, kovový stav s charakteristickým kovovým leskom, pri nízkych teplotách prechádza do supravodivého stavu.

Chemické vlastnosti

Silné oxidačné činidlo, interaguje s takmer všetkými prvkami a vytvára oxidy. Oxidačný stav je -2. Oxidačná reakcia spravidla prebieha s uvoľňovaním tepla a zrýchľuje sa so zvyšujúcou sa teplotou (pozri Spaľovanie). Príklad reakcií prebiehajúcich pri izbovej teplote:

Oxiduje zlúčeniny, ktoré obsahujú prvky s nemaximálnym oxidačným stavom:

Oxiduje väčšinu organických zlúčenín:

Za určitých podmienok je možné uskutočniť miernu oxidáciu organickej zlúčeniny:

Kyslík reaguje priamo (za normálnych podmienok, pri zahrievaní a/alebo v prítomnosti katalyzátorov) so všetkými jednoduchými látkami, okrem Au a inertných plynov (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcie s halogénmi sa vyskytujú pod vplyvom elektrického výboja alebo ultrafialového žiarenia. Nepriamo boli získané oxidy zlata a ťažké inertné plyny (Xe, Rn). Vo všetkých dvojprvkových zlúčeninách kyslíka s inými prvkami hrá kyslík úlohu oxidačného činidla, s výnimkou zlúčenín s fluórom

Kyslík tvorí peroxidy s oxidačným stavom atómu kyslíka formálne rovným -1.

Napríklad peroxidy sa získavajú spaľovaním alkalických kovov v kyslíku:

Niektoré oxidy absorbujú kyslík:

Podľa teórie spaľovania vyvinutej A. N. Bachom a K. O. Englerom prebieha oxidácia v dvoch stupňoch za vzniku medziproduktu peroxidovej zlúčeniny. Táto medziproduktová zlúčenina sa môže izolovať napríklad vtedy, keď sa plameň horiaceho vodíka ochladí ľadom a spolu s vodou sa vytvorí peroxid vodíka:

V superoxidoch má kyslík formálne oxidačný stav -½, to znamená jeden elektrón na dva atómy kyslíka (ión O -2). Získané interakciou peroxidov s kyslíkom pri zvýšenom tlaku a teplote:

Draslík K, rubídium Rb a cézium Cs reagujú s kyslíkom za vzniku superoxidov:

V dioxygenylovom ióne O2+ má kyslík formálne oxidačný stav +½. Získajte podľa reakcie:

Fluoridy kyslíka

Fluorid kyslíku, OF 2 oxidačný stav kyslíka +2, sa získa prechodom fluóru cez alkalický roztok:

Monofluorid kyslíku (dioxydifluorid), O 2 F 2, je nestabilný, oxidačný stav kyslíka je +1. Získané zo zmesi fluóru a kyslíka v žeravom výboji pri teplote -196 °C:

Prechodom žeravého výboja cez zmes fluóru s kyslíkom pri určitom tlaku a teplote sa získajú zmesi vyšších kyslíkatých fluoridov O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 a O 6 F 2.

Kvantovo-mechanické výpočty predpovedajú stabilnú existenciu OF3+ trifluórhydroxóniového iónu. Ak tento ión skutočne existuje, oxidačný stav kyslíka v ňom bude +4.

Kyslík podporuje procesy dýchania, horenia a rozkladu.

Vo svojej voľnej forme prvok existuje v dvoch alotropných modifikáciách: O 2 a O 3 (ozón). Ako stanovili v roku 1899 Pierre Curie a Maria Sklodowska-Curie, vplyvom ionizujúceho žiarenia sa O 2 mení na O 3.

Aplikácia

Široké priemyselné využitie kyslíka sa začalo v polovici 20. storočia, po vynáleze turboexpandérov – zariadení na skvapalňovanie a oddeľovanie kvapalného vzduchu.

AThutníctvo

Konvertorový spôsob výroby ocele alebo matného spracovania je spojený s použitím kyslíka. V mnohých hutníckych jednotkách sa na efektívnejšie spaľovanie paliva používa v horákoch namiesto vzduchu zmes kyslíka a vzduchu.

Zváranie a rezanie kovov

Kyslík v modrých valcoch sa široko používa na rezanie plameňom a zváranie kovov.

Raketové palivo

Ako oxidačné činidlo pre raketové palivo sa používa kvapalný kyslík, peroxid vodíka, kyselina dusičná a ďalšie zlúčeniny bohaté na kyslík. Zmes tekutého kyslíka a tekutého ozónu je jedným z najvýkonnejších okysličovačov raketového paliva (špecifický impulz zmesi vodík-ozón prevyšuje špecifický impulz pre pár vodík-fluór a fluorovodík-kyslík).

ATliek

Medicinálny kyslík sa skladuje v modrých vysokotlakových kovových plynových fľašiach (na stlačené alebo skvapalnené plyny) rôznych objemov od 1,2 do 10,0 litrov pod tlakom do 15 MPa (150 atm) a používa sa na obohatenie zmesí dýchacích plynov v anestéziologických zariadeniach, s respiračné zlyhanie, na zmiernenie záchvatu bronchiálnej astmy, odstránenie hypoxie akéhokoľvek pôvodu, s dekompresnou chorobou, na liečbu patológie gastrointestinálneho traktu vo forme kyslíkových koktailov. Pre individuálne použitie je medicinálny kyslík z tlakových fliaš plnený špeciálnymi pogumovanými nádobami – kyslíkovými vankúšmi. Na súčasné zásobovanie kyslíkom alebo zmesou kyslík-vzduch jednej alebo dvom obetiam v teréne alebo v nemocnici sa používajú kyslíkové inhalátory rôznych modelov a modifikácií. Výhodou kyslíkového inhalátora je prítomnosť kondenzátora-zvlhčovača zmesi plynov, ktorý využíva vlhkosť vydychovaného vzduchu. Na výpočet množstva zostávajúceho kyslíka vo fľaši v litroch sa tlak vo fľaši v atmosfére (podľa manometra reduktora) zvyčajne vynásobí objemom fľaše v litroch. Napríklad vo valci s objemom 2 litre ukazuje tlakomer tlak kyslíka 100 atm. Objem kyslíka je v tomto prípade 100 × 2 = 200 litrov.

ATPotravinársky priemysel

V potravinárskom priemysle je kyslík registrovaný ako potravinárska prísada E948, ako hnací plyn a baliaci plyn.

ATchemický priemysel

V chemickom priemysle sa kyslík používa ako oxidačné činidlo v mnohých syntézach, napríklad oxidácia uhľovodíkov na zlúčeniny obsahujúce kyslík (alkoholy, aldehydy, kyseliny), amoniak na oxidy dusíka pri výrobe kyseliny dusičnej. V dôsledku vysokých teplôt vznikajúcich počas oxidácie sa oxidácia často vykonáva v režime spaľovania.

ATpoľnohospodárstvo

V skleníkoch, na výrobu kyslíkových kokteilov, na priberanie u zvierat, na obohacovanie vodného prostredia kyslíkom pri chove rýb.

Biologická úloha kyslíka

Núdzové zásobovanie kyslíkom v bombovom kryte

Väčšina živých vecí (aeróbov) dýcha kyslík zo vzduchu. Kyslík je široko používaný v medicíne. Pri kardiovaskulárnych ochoreniach sa na zlepšenie metabolických procesov do žalúdka zavádza kyslíková pena („kyslíkový koktail“). Podkožné podávanie kyslíka sa využíva pri trofických vredoch, elefantiáze, gangréne a iných závažných ochoreniach. Umelé obohacovanie ozónom sa používa na dezinfekciu a dezodoráciu vzduchu a čistenie pitnej vody. Rádioaktívny izotop kyslíka 15 O sa používa na štúdium rýchlosti prietoku krvi, pľúcnej ventilácie.

Toxické kyslíkové deriváty

Niektoré deriváty kyslíka (tzv. reaktívne formy kyslíka), ako je singletový kyslík, peroxid vodíka, superoxid, ozón a hydroxylový radikál, sú vysoko toxické produkty. Vznikajú v procese aktivácie alebo čiastočnej redukcie kyslíka. Superoxid (superoxidový radikál), peroxid vodíka a hydroxylový radikál sa môžu vytvárať v bunkách a tkanivách ľudského a zvieracieho tela a spôsobujú oxidačný stres.

izotopy

Kyslík má tri stabilné izotopy: 16 O, 17 O a 18 O, ktorých priemerný obsah je 99,759 %, 0,037 % a 0,204 % z celkového počtu atómov kyslíka na Zemi. Prudká prevaha najľahšieho z nich, 16 O, v zmesi izotopov je spôsobená tým, že jadro atómu 16 O pozostáva z 8 protónov a 8 neutrónov (dvojité magické jadro s naplnenými neutrónovými a protónovými obalmi). A také jadrá, ako vyplýva z teórie štruktúry atómového jadra, majú zvláštnu stabilitu.

Známe sú aj izotopy rádioaktívneho kyslíka s hmotnostnými číslami od 12 O do 24 O. Všetky izotopy rádioaktívneho kyslíka majú krátky polčas rozpadu, najdlhší z nich je 15 O s polčasom ~120 s. Najkratší izotop 12O má polčas rozpadu 5,8 · 10 −22 s.

Atómy kyslíka môžu tvoriť dva typy molekúl: O 2 - kyslík a O 3 - ozón.

Jav existencie niekoľkých jednoduchých látok tvorených atómami jedného chemického prvku sa nazýva alotrópia. A jednoduché látky tvorené jedným prvkom sa nazývajú alotropné modifikácie.

Preto sú ozón a kyslík alotropnými modifikáciami prvku Kyslík.

Vlastnosti	Kyslík	Ozón
Zložený vzorec	O2	O 3
Vzhľad za normálnych podmienok	Plyn	Plyn
Farba	Kyslík je v pare bezfarebný. Kvapalina - bledomodrá a pevná - modrá	Ozónová para má svetlomodrú farbu. Tekuté - modré a pevné sú tmavofialové kryštály
Vôňa a chuť	Bez vône a chuti	Prenikavý charakteristický zápach (v malých koncentráciách dodáva vzduchu vôňu sviežosti)
Teplota topenia	219 °C	192 °C
Teplota varu	183 °C	112 °C
Hustota pri n. r.	1,43 g/l	2,14 g/l
Rozpustnosť	4 objemy kyslíka v 100 objemoch vody	45 objemov ozónu v 100 objemoch vody
Magnetické vlastnosti	Kvapalný a pevný kyslík sú paramagnetické látky, t.j. sú vtiahnuté do magnetického poľa	Má diamagnetické vlastnosti, to znamená, že neinteraguje s magnetickým poľom
Biologická úloha	Nevyhnutné pre dýchanie rastlín a živočíchov (v zmesi s dusíkom alebo inertným plynom). Vdychovanie čistého kyslíka vedie k ťažkej otrave	V atmosfére vytvára takzvanú ozónovú vrstvu, ktorá chráni biosféru pred škodlivými účinkami ultrafialového žiarenia. Jedovatý

Chemické vlastnosti kyslíka a ozónu

Interakcia kyslíka s kovmi

Molekulový kyslík je pomerne silné oxidačné činidlo. Oxiduje takmer všetky kovy (okrem zlata a platiny). Mnohé kovy pomaly oxidujú na vzduchu, ale v atmosfére čistého kyslíka veľmi rýchlo horia a vzniká oxid:

Niektoré kovy však pri spaľovaní nevytvárajú oxidy, ale peroxidy (v takýchto zlúčeninách je oxidačný stav kyslíka -1) alebo superoxid (oxidačný stav atómu kyslíka je zlomkový). Príkladmi takýchto kovov sú bárium, sodík a draslík:

Interakcia kyslíka s nekovmi

Kyslík vykazuje oxidačný stav -2 v zlúčeninách, ktoré sú tvorené všetkými nekovmi okrem fluóru, hélia, neónu a argónu. Pri zahrievaní molekuly kyslíka priamo interagujú so všetkými nekovmi, okrem halogénov a inertných plynov. V kyslíkovej atmosfére sa fosfor samovoľne vznieti a niektoré ďalšie nekovy:

Keď kyslík interaguje s fluórom, vytvára sa fluorid kyslíka a nie oxid fluóru, pretože atóm fluóru má vyššiu elektronegativitu ako atóm kyslíka. Fluorid kyslíku je svetložltý plyn. Používa sa ako veľmi silnýoxidačné činidlo a fluorescenčné činidlo. V tejto zlúčenine je oxidačný stav kyslíka +2.

V nadbytku fluóru môže vzniknúť difluorid dikyslíkatý, v ktorom je oxidačný stav kyslíka +1. V štruktúre je takáto molekula podobná molekule peroxidu vodíka.

Použitie kyslíka a ozónu. Význam ozónová vrstva

Kyslík používajú všetky aeróbne živé bytosti na dýchanie. Počas fotosyntézy rastliny uvoľňujú kyslík a prijímajú oxid uhličitý.

Molekulárny kyslík sa používa na takzvanú intenzifikáciu, teda urýchlenie oxidačných procesov v hutníckom priemysle. Kyslík sa používa aj na vytvorenie plameňa s vysokou teplotou. Keď acetylén (C 2 H 2) horí v kyslíku, teplota plameňa dosahuje 3500 °C. V medicíne sa kyslík používa na uľahčenie dýchania pacientov. Používa sa aj v dýchacích prístrojoch pre pracujúcich ľudí v ťažko dýchateľnej atmosfére. Kvapalný kyslík sa používa ako okysličovadlo pre raketové palivo.

Ozón sa v laboratórnej praxi používa ako veľmi silné oxidačné činidlo. V priemysle sa používa na dezinfekciu vody, pretože má silný oxidačný účinok, ktorý ničí rôzne mikroorganizmy.

Peroxidy, superoxidy a ozonidy alkalických kovov sa používajú na regeneráciu kyslíka v kozmických lodiach a ponorkách.Takáto aplikácia je založená na reakcii týchto látok s oxidom uhličitým CO2:

V prírode sa ozón nachádza vo vysokých vrstvách atmosféry vo výške okolo 20-25 km, v takzvanej ozónovej vrstve, ktorá chráni Zem pred drsným slnečným žiarením. Zníženie koncentrácie ozónu v stratosfére aspoň o 1 môže viesť k vážnym následkom, ako je zvýšenie počtu rakovín kože u ľudí a zvierat, zvýšenie počtu ochorení spojených s potlačením ľudského imunitného systému. , spomalenie rastu suchozemských rastlín, zníženie rýchlosti rastu fytoplanktónu atď.

Bez Život v ozónovej vrstve na planéte by bol nemožný. Znečistenie ovzdušia z rôznych priemyselných emisií vedie k zničeniu ozónovej vrstvy. Najnebezpečnejšími látkami pre ozón sú freóny (používajú sa ako chladivá v chladničkách, aj ako náplne plechoviek od dezodorantov) a odpad z raketového paliva.

Svetové spoločenstvo je veľmi znepokojené vznikom diery v ozónovej vrstve na póloch našej planéty, v súvislosti s ktorou bol v roku 1987 prijatý „Montrealský protokol o látkach, ktoré poškodzujú ozónovú vrstvu“, ktorý obmedzil používanie látok škodlivé pre ozónovú vrstvu.

Fyzikálne vlastnosti látok tvorených prvkom Síra

Atómy síry, ako aj atómy kyslíka môžu vytvárať rôzne alotropické modifikácie ( S∞; S12; S8; S6; S2 a ďalšie). Pri izbovej teplote je vo forme síraα -síra (alebo kosoštvorcová síra), čo sú žlté krehké kryštály, bez zápachu, nerozpustné vo vode. Pri teplotách nad +96 °C dochádza k pomalému prechoduα-síry na β -síra (alebo jednoklonná síra), čo sú takmer biele platne. Ak sa roztavená síra naleje do vody, dôjde k podchladeniu kvapalnej síry a vznikne žltohnedá gumovitá plastická síra, ktorá sa neskôr opäť zmení na a-síru. Síra vrie pri teplote +445 ° C a vytvára tmavohnedé pary.

Všetky modifikácie síry sa nerozpúšťajú vo vode, ale dobre sa rozpúšťajú v sírouhlíku(CS2) a niektoré ďalšie nepolárne rozpúšťadlá.

Aplikácia síry

Hlavným produktom sírového priemyslu je síranová kyselina. Jeho produkcia tvorí asi 60 % síry, ktorá sa ťaží. V chemickom priemysle sa síra používa na premenu gumy na vysokokvalitnú gumu, teda na vulkanizáciu gumy. Síra je nevyhnutnou súčasťou všetkých pyrotechnických zmesí. Napríklad hlavičky zápaliek obsahujú asi 5% a v nátierke na škatuľke - asi 20% hmotnosti síry. V poľnohospodárstve sa síra používa na ničenie škodcov vo vinohradoch. V medicíne sa síra používa na výrobu rôznych mastí na liečbu kožných ochorení.