Кисень у природі (49,4% у Земній корі). Де використовується кисень

Кисень Омає атомний номер 8, розташований у головній підгрупі (підгрупі а) VIгрупі, у другому періоді. В атомах кисню валентні електрони розміщуються на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- І p-орбіталі. Це виключає можливість переходу атомів Про у збуджений стан, тому кисень у всіх сполуках виявляє постійну валентність, що дорівнює II. Маючи високу електронегативність, атоми кисню завжди у сполуках заряджені негативно (с.о. = -2 або -1). Виняток – фториди OF 2 та O 2 F 2 .

Для кисню відомі ступені окислення -2, -1, +1, +2

Загальна характеристика елемента

Кисень – найпоширеніший елемент Землі, з його частку доводиться трохи менше половини, 49 % від загальної маси земної кори. Природний кисень складається з 3 стабільних ізотопів 16 Про, 17 Про і 18 Про (переважає 16 Про). Кисень входить до складу атмосфери (20,9 % за обсягом, 23,2 за масою), до складу води та понад 1400 мінералів: кремнезему, силікатів та алюмосилікатів, мармурів, базальтів, гематиту та інших мінералів та гірських порід. Кисень становить 50-85% маси тканин рослин і тварин, тому що міститься в білках, жирах та вуглеводах, з яких складаються живі організми. Загальновідома роль кисню для дихання, процесів окислення.

Кисень порівняно мало розчинний у воді – 5 об'ємів у 100 об'ємах води. Проте, якби весь розчинений у воді кисень перейшов у атмосферу, він зайняв би величезний обсяг – 10 млн км 3 (н.у). Це приблизно 1% всього кисню в атмосфері. Освіта землі кисневої атмосфери обумовлено процесами фотосинтезу.

Відкритий шведом К. Шееле (1771 – 1772 р.р) та англійцем Дж. Прістлі (1774р.). Перший використовував нагрівання селітри, другий – оксид ртуті (+2). Назву дав А.Лавуазьє («оксигеніум» - «що породжує кислоти»).

У вільному вигляді існує у двох алотропних модифікаціях – «звичайного» кисню О2 і озону О3.

Будова молекули озону

3О 2 = 2О 3 - 285 кДж
Озон у стратосфері утворює тонкий шар, який поглинає більшу частину біологічно шкідливого ультрафіолетового випромінювання.
При зберіганні озон мимоволі перетворюється на кисень. Хімічно кисень Про 2 менш активний, ніж озон. Електронегативність кисню 3,5.

Фізичні властивості кисню

O 2 - газ без кольору, запаху та смаку, т.пл. -218,7 ° С, т.кип. -182,96 ° С, парамагнітний.

Рідкий O2 блакитного, твердий – синього кольору. O 2 розчинний у воді (краще азот і водень).

Отримання кисню

1. Промисловий спосіб - перегонка рідкого повітря та електроліз води:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. У лабораторії кисень одержують:
1.Електролізом лужних водних розчинів або водних розчинів кисневмісних солей (Na 2 SO 4 та ін.)

2. Термічним розкладанням перманганату калію KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетової солі KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (каталізатор MnO 2)

Оксиду марганцю (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Пероксид барію BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Розкладання пероксиду водню:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (каталізатор MnO 2)

4. Розкладання нітратів:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космічних кораблях і підводних човнах кисень одержують із суміші K 2 O 2 і K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Сумарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Коли використовують K 2 O 2 то сумарна реакція виглядає так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Якщо змішати K 2 O 2 і K 2 O 4 в рівномолярних (тобто еквімолярних) кількостях, то на 1 моль поглиненого 2 виділиться один моль Про 2.

Хімічні властивості кисню

Кисень підтримує горіння. Горіння - б гострий процес окислення речовини, що супроводжується виділенням великої кількості теплоти та світла. Щоб довести, що в склянці знаходиться кисень, а не якийсь інший газ, треба в склянку опустити лучину, що тліє. У кисні тліюча лучинка яскраво спалахує. Горіння різних речовин повітря – це окислювально-відновний процес, у якому окислювачем є кисень. Окислювачі - це речовини, що «відбирають» електрони у речовин-відновників. Хороші окисні властивості кисню легко пояснити будовою його зовнішньої електронної оболонки.

Валентна оболонка кисню розташована на 2-му рівні відносно близько до ядра. Тому ядро ​​сильно притягує електрони. На валентній оболонці кисню 2s 2 2p 4знаходиться 6 електронів. Отже, до октету бракує двох електронів, які кисень прагне прийняти з електронних оболонок інших елементів, вступаючи з ними реакції як окислювача.

Кисень має другу (після фтору) електронегативність у шкалі Полінга. Тому у переважній більшості своїх сполук з іншими елементами кисень має негативнуступінь окислення. Більш сильним окислювачем, ніж кисень, є його сусід за періодом – фтор. Тому сполуки кисню з фтором – єдині, де кисень має позитивний ступінь окиснення.

Отже, кисень – другий за силою окислювач серед усіх елементів періодичної системи. Із цим пов'язана більшість його найважливіших хімічних властивостей.
З киснем реагують усі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень – окислювач.

Кисень легко реагує з лужними та лужноземельними металами:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2 ,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2 ,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Дрібний порошок заліза (так званого пірофорного заліза) самозаймається на повітрі, утворюючи Fe 2 O 3 , а сталевий дріт горить у кисні, якщо її заздалегідь розжарити:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

З неметалами (сірою, графітом, воднем, фосфором та ін.) кисень реагує при нагріванні:

S + O 2 → SO 2

C + O 2 → CO 2

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ,

Si + O 2 → SiO 2 і т.д

Майже всі реакції за участю кисню O 2 екзотермічні, за рідкісним винятком, наприклад:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Ця реакція протікає при температурі вище 1200 o C або електричному розряді.

Кисень здатний окислити складні речовини, наприклад:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (надлишок кисню),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недолік кисню),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без каталізатора),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (у присутності каталізатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (пірит) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Відомі сполуки, що містять катіон діоксигенілу O 2 + , наприклад, O 2 + - (Успішний синтез цієї сполуки спонукав Н. Бартлетта спробувати отримати з'єднання інертних газів).

Озон

Озон хімічно активніший, ніж кисень O 2 . Так, озон окислює іодид - іони I - в розчині Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Озон сильно отруйний, його отруйні властивості сильніші, ніж, наприклад, у сірководню. Однак у природі озон, що міститься у високих шарах атмосфери, виконує роль захисника всього живого Землі від згубного ультрафіолетового випромінювання сонця. Тонкий озоновий шар поглинає це випромінювання і воно не досягає поверхні Землі. Спостерігаються значні коливання в товщині та протяжності цього шару з часом (так звані озонові дірки) причини таких коливань поки що не з'ясовані.

Застосування кисню O 2: для інтенсифікації процесів отримання чавуну та сталі, при виплавці кольорових металів, як окислювач у різних хімічних виробництвах, для життєзабезпечення на підводних кораблях, як окислювач ракетного палива (рідкий кисень), в медицині, при зварюванні та різанні металів.

Застосування озону Про 3:для знезараження питної води, стічних вод, повітря, відбілювання тканин.

Хімічний елемент Кисень (лат. Oxygenium) знаходиться у VI групі періодичної таблиці Менделєєва за номером 8. Його відносна атомна маса дорівнює 15,9994. У звичайних умовах Кисень це газ, що не має кольору, смаку чи запаху. Він грає практично найважливішу роль планети. Вважається, що кисень був відкритий англійським хіміком Джозефом Прістлі 1 серпня 1774 року розкладанням оксиду ртуті в герметично закритій посудині за допомогою сфокусованих лінзою променів.
2HgO(t) = 2Hg + O2
Відкриттю кисню сприяли роботи французького хіміка Петра Байєна, який опублікував роботи з окислення ртуті та розкладання її оксиду. ». Про газ Прістлі сказав іменитому французькому хіміку А.Лавуазьє.
Однак ще 1771 кисень отримав шведський хімік Карл Шееле прожарюванням селітри з сірчаною кислотою і потім розкладав оксид азоту, що вийшов. У 1777 Шееле написав про своє відкриття у книзі, де назвав одержаний газ «вогненним повітрям». Через те, що книга була видана пізніше, Прістлі і вважається першовідкривачем кисню. Шееле також повідомив Лавуазьє про свій досвід. Остаточно розібрався в природі отриманого газу А. Лавуазьє. У 1775 році той встановив, що кисень є складовою повітря, а також кислот і міститься в багатьох речовинах. Його робота справила революцію, оскільки було розбито популярна на той час флогістонна теорія, що була гальмом у розвитку хімії. Лавуазьє провів досліди зі спалювання різних речовин і проаналізував результати за вагою спалених елементів.
1. Є якась субстанція, яка міститься у всіх горючих тілах – флогістон
2. Горіння - це розкладання тіла з виділенням флогістону, що незворотно розсіюється в повітрі.
3. Флогістон завжди у складі з іншими речовинами і не буває у чистому вигляді
4. Флогістон має негативну масу.
Таким чином, були переглянуті всі хімічні поняття з крахом даної теорії.

Широко застосовувати кисень у промисловості стали в середині XX століття, після винаходу пристроїв для зрідження та поділу рідкого повітря.
Кисень використовується в конвертерному способі виробництва сталі для зварювання металів (у балонах). Рідкий кисень у суміші з рідким озоном застосовується як окислювач для ракетного палива, що володіє вкрай високим імпульсом. Він входить до складу пероксиду водню, азотної кислоти та інших важливих хімічних речовин. . З метою покращення обмінних процесів, у шлунок вводять кисневу піну («кисневий коктейль»). При слоновості, трофічних виразках, гангрені та інших захворюваннях використовують підшкірне введення кисню. Знезараження та дезодорацію повітря, а також очищення питної води проводять озоном, що є алотропною формою кисню. Радіоактивний ізотоп кисню 15O використовується для обчислення швидкості кровотоку, легеневої вентиляції. У харчовій промисловості кисень йде як харчова добавка E948, як пропелент і пакувальний газ.
Усього 3 основних способи отримання Кисню: хімічний (розкладання деяких речовин), електролізний (електроліз води) та фізичний (розподіл повітря).

На Землі знаходиться 49,4% кисню, який зустрічається або у вільному вигляді у повітрі, або у зв'язаному (вода, сполуки та мінерали).

Характеристика кисню

На нашій планеті газ кисень поширений найбільше інших хімічних елементів. І це не дивно, адже він входить до складу:

  • гірських порід,
  • води,
  • атмосфери,
  • живих організмів,
  • білків, вуглеводів та жирів.

Кисень активний газ та підтримує горіння.

Фізичні властивості

В атмосфері кисень міститься у безбарвному газоподібному вигляді. Він не має запаху, малорозчинний у воді та інших розчинниках. У кисню міцні молекулярні зв'язки, через які він хімічно малоактивний.

Якщо кисень нагрівати, він починає окислювати та реагувати з більшістю неметалів та металів. Наприклад, залізо, цей газ повільно окислює та викликає його іржавіння.

При зниженні температури (-182,9 ° С), і нормальному тиску газоподібний кисень переходить в інший стан (рідкий) і набуває блідо-синього кольору. Якщо температуру ще знижувати (до -218,7 ° С), газ затвердіє і зміниться до стану синіх кристалів.

У рідкому і твердому станах кисень набуває синій колір і має магнітні властивості.

Деревне вугілля є активним поглиначем кисню.

Хімічні властивості

Майже під час усіх реакцій кисню з іншими речовинами утворюється та виділяється енергія, сила якої може залежати від температури. Наприклад, при нормальних температурах цей газ повільно реагує з воднем, а при температурі вище 550°С виникає реакція з вибухом.

Кисень - активний газ, який входить у реакцію з більшістю металів, крім платинових та золота. Сила та динаміка взаємодії, під час якої утворюються оксиди, залежить від присутності в металі домішок, стану його поверхні та подрібнення. Деякі метали, під час зв'язку з киснем, крім основних оксидів, утворюють амфотерні та кислотні оксиди. Оксиди золота та платинових металів виникають під час їх розкладання.

Кисень, крім металів, активно взаємодіє практично з усіма хімічними елементами (крім галогенів).

У молекулярному стані кисень активніший і цю особливість використовують при відбілюванні різних матеріалів.

Роль та значення кисню в природі

Зелені рослини виробляють найбільше кисню Землі, причому основна маса виробляється водними рослинами. Якщо кисню у воді виробилося більше, то надлишок піде у повітря. А якщо менше, то навпаки, кількість, що бракує, буде доповнена з повітря.

Морська і прісна вода містить 88,8% кисню (за масою), а атмосфері його 20,95% за обсягом. У земній корі понад 1500 сполук мають у складі кисень.

З усіх газів, що входять до складу атмосфери, найбільш важливий для природи та людини кисень. Він є в кожній живій клітині і необхідний для всіх живих організмів для дихання. Недолік кисню повітря відразу відбивається на життєдіяльності. Без кисню неможливо дихати, отже жити. Людина під час дихання за 1 хв. у середньому його споживає 0,5 дм3. Якщо в повітрі його поменшає до 1/3 його частини, то він знепритомніє, до 1/4 частини — він помре.

Дріжджі та деякі бактерії можуть жити без кисню, але теплокровні тварини помирають при його нестачі через кілька хвилин.

Кругообіг кисню в природі

Кругообігом кисню в природі називається обмін ним між атмосферою і океанами, між тваринами та рослинами під час дихання, а також у процесі хімічного горіння.

На нашій планеті важливе джерело кисню - рослини, в яких відбувається унікальний процес фотосинтезу. Під час нього відбувається виділення кисню.

У верхній частині атмосфери теж утворюється кисень внаслідок поділу води під дією Сонця.

Як відбувається кругообіг кисню в природі?

Під час дихання тварин, людей і рослин, а також горіння будь-якого палива витрачається кисень і утворюється вуглекислий газ. Потім вуглекислим газом живляться рослини, які у процесі фотосинтезу знову виробляють кисень.

Таким чином, його вміст у повітрі атмосфери підтримується та не закінчується.

Області застосування кисню

У медицині під час операцій та небезпечних для життя захворювань хворим дають дихати чистим киснем, щоб полегшити їхній стан та прискорити одужання.

Без балонів із киснем альпіністи не піднімаються в гори, а аквалангісти не занурюються на глибину морів та океанів.

Кисень широко застосовується в різних видах промисловості та виробництва:

  • для обрізання та зварювання різних металів
  • для отримання дуже високих температур на заводах
  • для одержання різноманітних хімічних сполук. для прискорення плавлення металів

Так само широко кисень застосовується в космічній промисловості та авіації.

План:

    Історія відкриття

    Походження назви

    Знаходження у природі

    Отримання

    Фізичні властивості

    Хімічні властивості

    Застосування

10. Ізотопи

Кисень

Кисень- елемент 16-ї групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою VI 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 із групи халькогенів. Проста речовина кисень(CAS-номер: 7782-44-7) за нормальних умов - газ без кольору, смаку та запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню (формула O 2), у зв'язку з чим його також називають дикисень. Рідкий кисень має світло- блакитний колір, а твердий є кристалами світло-синього кольору.

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

    Історія відкриття

Офіційно вважається, 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).

Однак Прістлі спочатку не зрозумів, що відкрив нову просту речовину, він вважав, що виділив одну із складових частин повітря (і назвав цей газ «дефлогістованим повітрям»). Про своє відкриття Прістлі повідомив видатному французькому хіміку Антуану Лавуазьє. У 1775 році А. Лавуазьє встановив, що кисень є складовою повітря, кислот і міститься в багатьох речовинах.

Декількома роками раніше (1771 року) кисень отримав шведський хімік Карл Шееле. Він прожарював селітру з сірчаною кислотою і потім розкладав оксид азоту, що вийшов. Шееле назвав цей газ «вогненним повітрям» і описав своє відкриття у виданій у 1777 році 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 П'єра Байєна, який опублікував роботи з окислення ртуті та подальшого розкладання її оксиду.

Нарешті остаточно розібрався в природі отриманого газу А. Лавуазьє, який скористався інформацією від Прістлі та Шееле. Його робота мала величезне значення, тому що завдяки їй була повалена панувала на той час і гальмувала розвиток хімії флогістонна теорія. Лавуазьє провів досвід зі спалювання різних речовин і спростував теорію флогістону, опублікувавши результати ваги спалених елементів. Вага золи перевищувала початкову 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 та Лавуазьє.

    Походження назви

Слово кисень (йменувався на початку XIX століття ще «киснем») своєю появою в російській мові до певної міри зобов'язане М. В. Ломоносову, який увів у вживання, поряд з іншими неологізмами, слово «кислота»; в такий спосіб слово «кисень», своєю чергою, стало калькою терміна «оксиген» (фр. oxygène), запропонованого А. Лавуазьє (від др.-греч. ὀξύς - «кислий» і γεννάω - «народжую»), який перекладається як «що породжує кислоту», що пов'язано з первісним значенням його - «кислота», що раніше мали на увазі речовини, які називаються за сучасною міжнародною номенклатурою оксидами.

    Знаходження у природі

Кисень - найпоширеніший Землі елемент, з його частку (у складі різних сполук, переважно силікатів) припадає близько 47,4 % маси твердої земної кори. Морські та прісні води містять величезну кількість зв'язаного кисню - 88,8% (за масою), в атмосфері вміст вільного кисню становить 20,95% за обсягом та 23,12% за масою. Понад 1500 сполук земної кори у складі містять кисень.

Кисень входить до складу багатьох органічних речовин і є присутнім у всіх живих клітинах. За кількістю атомів у живих клітинах він становить близько 25 %, за масовою часткою – близько 65 %.

    Отримання

Нині у промисловості кисень одержують із повітря. Основним промисловим способом отримання кисню є кріогенна ректифікація. Також добре відомі та успішно застосовуються в промисловості кисневі установки, що працюють на основі мембранної технології.

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

Невеликі кількості кисню можна отримати нагріванням перманганату калію KMnO 4:

Використовують також реакцію каталітичного розкладання пероксиду водню Н 2 Про 2 у присутності оксиду марганцю(IV):

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

До лабораторних способів одержання кисню відноситься метод електролізу водних розчинів лугів, а також розкладання оксиду ртуті(II) (при t = 100 °C):

На підводних човнах зазвичай виходить реакцією пероксиду натрію і вуглекислого газу, що видихається людиною:

    Фізичні властивості

У світовому океані вміст розчиненого O 2 більший у холодній воді, а менше - у теплій.

За нормальних умов кисень - це газ без кольору, смаку та запаху.

1 л його має масу 1,429 р. Трохи важче за повітря. Слабо розчиняється у воді (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) та спирті (2,78 мл/100 г при 25 °C). Добре розчиняється у розплавленому сріблі (22 об'єми O 2 в 1 об'ємі Ag при 961 °C). Міжтимна відстань - 0,12074 нм. Є парамагнетиком.

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 (температура кипіння -182,98 ° C) - це блідо-блакитна рідина.

Фазова діаграма O 2

Твердий кисень (температура плавлення -218,35 ° C) - сині кристали. Відомі 6 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 осередку a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

    β-О 2 - існує в інтервалі температур від 23,65 до 43,65 К; блідо-сині кристали (у разі підвищення тиску колір перетворюється на рожевий) мають ромбоэдрическую решітку, параметри осередку a=4,21 Å,α=46,25°.

    γ-О 2 - існує при температурах від 43,65 до 54,21 К; блідо-сині кристали мають кубічну симетрію, період ґрат a=6,83 Å.

Ще три фази утворюються при високих тисках:

    δ-О 2 інтервал температур 20-240 До і тиск 6-8 ГПа, оранжеві кристали;

    ε-О 4 тиск від 10 до 96 ГПа, колір кристалів від темно-червоного до чорного, моноклінна сингонія;

    ζ-О n тиск більше 96 ГПа, металевий стан з характерним металевим блиском, при низьких температурах переходить у надпровідний стан.

    Хімічні властивості

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

Окислює сполуки, які містять елементи з не максимальним ступенем окиснення:

Окислює більшість органічних сполук:

За певних умов можна провести м'яке окиснення органічної сполуки:

Кисень реагує безпосередньо (за нормальних умов, при нагріванні та/або у присутності каталізаторів) з усіма простими речовинами, крім Au та інертних газів (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакції з галогенами відбуваються під впливом електричного розряду чи ультрафіолету. Непрямим шляхом отримано оксиди золота та важких інертних газів (Xe, Rn). У всіх двоелементних сполуках кисню з іншими елементами кисень відіграє роль окислювача, крім сполук з фтором

Кисень утворює пероксиди зі ступенем окислення атома кисню, що формально дорівнює −1.

Наприклад, пероксиди виходять при згорянні лужних металів у кисні:

Деякі оксиди поглинають кисень:

За теорією горіння, розробленою А. Н. Бахом і К. О. Енглером, окислення відбувається у дві стадії з утворенням проміжної пероксидної сполуки. Це проміжне з'єднання можна виділити, наприклад, при охолодженні полум'я льодом, що горить водню, поряд з водою, утворюється пероксид водню:

У надпероксидах кисень формально має ступінь окислення −½, тобто один електрон на два атоми кисню (іон O − 2). Отримують взаємодією пероксидів з киснем при підвищеному тиску і температурі:

Калій K, рубідій Rb та цезій Cs реагують з киснем з утворенням надпероксидів:

В іоні діоксигенілу O 2 + кисень має формально ступінь окислення + ½. Отримують за реакцією:

Фториди кисню

Дифторид кисню, OF 2 ступінь окислення кисню +2, одержують пропусканням фтору через розчин лугу:

Монофторид кисню (Діоксидифторид), O 2 F 2 нестабільний, ступінь окислення кисню +1. Одержують із суміші фтору з киснем у розряді, що тліє, при температурі −196 °C:

Пропускаючи тліючий розряд через суміш фтору з киснем при певних тиску і температурі, отримують суміші вищих фторидів кисню O 3 F 2 О 4 F 2 О 5 F 2 і О 6 F 2 .

Квантовомеханічні розрахунки передбачають стійке існування іона трифторгідроксонію OF 3+. Якщо цей іон дійсно існує, то ступінь окислення кисню в ньому дорівнюватиме +4.

Кисень підтримує процеси дихання, горіння, гниття.

У вільному вигляді елемент існує у двох алотропних модифікаціях: O 2 та O 3 (озон). Як встановили в 1899 П'єр Кюрі і Марія Склодовська-Кюрі, під впливом іонізуючого випромінювання O 2 переходить в O 3 .

    Застосування

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

Уметалургії

Конвертерний спосіб виробництва сталі чи переробки штейнів пов'язані з застосуванням кисню. У багатьох металургійних агрегатах для ефективнішого спалювання палива замість повітря в пальниках використовують киснево-повітряну суміш.

Зварювання та різання металів

Кисень у балонах блакитного кольору широко використовується для газополум'яного різання та зварювання металів.

Ракетне паливо

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

Умедицині

Медичний кисень зберігається в металевих газових балонах високого тиску (для стиснутих або зріджених газів) блакитного кольору різної ємності від 1,2 до 10,0 літрів під тиском до 15 МПа (150 атм) і використовується для збагачення дихальних газових сумішей у наркозному апараті порушення дихання, для усунення нападу бронхіальної астми, усунення гіпоксії будь-якого генезу, при декомпресійній хворобі, для лікування патології шлунково-кишкового тракту у вигляді кисневих коктейлів. Для індивідуального застосування медичним киснем із балонів заповнюють спеціальні прогумовані ємності – кисневі подушки. Для подачі кисню або киснево-повітряної суміші одночасно одному або двом постраждалим у польових умовах або в умовах стаціонару застосовуються кисневі інгалятори різних моделей та модифікацій. Перевагою кисневого інгалятора є наявність конденсатора-зволожувача газової суміші, що використовує вологу повітря, що видихається. Для розрахунку кількості кисню в літрах, що залишився в балоні, зазвичай величину тиску в балоні в атмосферах (за манометром редуктора) множать на величину ємності балона в літрах. Наприклад, у балоні місткістю 2 літри манометр показує тиск кисню 100 атм. Об'єм кисню в цьому випадку дорівнює 100×2 = 200 літрів.

Ухарчової промисловості

У харчовій промисловості кисень зареєстрований як харчова добавка E948, як пропелент і пакувальний газ.

Ухімічної промисловості

У хімічній промисловості кисень використовують як реактив-окислювач у численних синтезах, наприклад, - окислення вуглеводнів у кисневмісних сполук (спирти, альдегіди, кислоти), аміаку в оксиди азоту у виробництві азотної кислоти. Внаслідок високих температур, що розвиваються під час окислення, останні часто проводять у режимі горіння.

Усільському господарстві

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

    Біологічна роль кисню

Аварійний запас кисню у бомбосховищі

Більшість живих істот (аероби) дихають киснем повітря. Широко використовується кисень у медицині. При серцево-судинних захворюваннях для поліпшення обмінних процесів у шлунок вводять кисневу піну («кисневий коктейль»). Підшкірне введення кисню використовують при трофічних виразках, слоновості, гангрені 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.

    Токсичні похідні кисню

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

    Ізотопи

Кисень має три стійкі ізотопи: 16 Про, 17 Про і 18 Про, середній вміст яких становить відповідно 99,759%, 0,037% і 0,204% від загальної кількості атомів кисню на Землі. Різке переважання в суміші ізотопів найлегшого з них 16 Про пов'язано з тим, що ядро ​​атома 16 Про складається з 8 протонів і 8 нейтронів (двічі магічне ядро ​​із заповненими нейтронною та протонною оболонками). А такі ядра, як випливає з теорії будови атомного ядра, мають особливу стійкість.

Також відомі радіоактивні ізотопи кисню з масовими числами від 12 О до 24 О. Всі радіоактивні ізотопи кисню мають малий період напіврозпаду, найбільш довгоживучий з них 15 O з періодом напіврозпаду ~120 с. Найбільш короткоживучий ізотоп 12 O має період напіврозпаду 5,8 · 10 -22 с.

Застосування киснюу практичній діяльності людини надзвичайно широко. Чистий кисень і його суміш з вуглекислим газом використовують при ослабленні дихання в післяопераційному періоді, при отруєннях, інтоксикаціях організму і т.п.

Також кисень застосовують під підвищеним тиском для так званої гіпербаричної оксигенації. Встановлено високу ефективність цього методу при лікуванні різних захворювань, зокрема з використанням спеціальних барокамер (рис. 20.4).

Для поліпшення обмінних процесів при кисневій недостатності організму використовують кисневі коктейлі. Коктейль зазвичай готують пропусканням під невеликим тиском кисню у вигляді дрібних бульбашок через білок курячого яйця. В отриману піну часто додають настої шипшини та інших лікарських рослин, глюкозу, вітаміни.

Слід зазначити, що тривале вдихання повітря, збагаченого киснем, є небезпечним для здоров'я людини. Високі концентрації кисню спричиняють шкідливі зміни в живих тканинах.

Мал. 20.4. Барокамери
Мал. 20.5. Гіпобарична камера

Результати курців у п'яти тестах на розумові здібності були набагато гірші, ніж у людей, які раніше ніколи не курили або кинули палити. Можливо, причина цього полягає в тому, що куріння створює нестачу кисню для життєво важливих органів людини, серед яких і мозок.

Кисень широко застосовують не тільки для підвищення насичення ним тканин організму та боротьби з гіпоксією. Останнім часом у медичних цілях використовують газові суміші зі зниженим вмістом кисню для створення його штучної нестачі.

Встановлено, що спеціальними тренуваннями при кисневій недостатності може бути вироблена підвищена стійкість організму до різних несприятливих факторів зовнішнього і внутрішнього середовища. Адже жителі гірських районів не страждають від кисневої недостатності. Їхній організм пристосувався до екстремальних умов: інтенсивніше відбуваються процеси кровообігу, організм виробляє більше гемоглобіну.

Балони, які використовують для забезпечення диханнякосмонавтів, льотчиків, водолазів, аквалангістів, пожежників тощо, містять кисень.

Повільне окислення речовин їжі в нашому організмі - «енергетична база» життя. А теплову енергію, що виділяється при окисленні сміття та перегною, використовують для обігріву парників та котеджів.

Застосовують кисень і полеводстві. Один з ефективних способів передпосівної підготовки насіння - намочування в насиченій киснем воді. Цей захід прискорює проростання насіння і підвищує їх польову схожість. Матеріал із сайту

Важливу роль відіграє кисень у промисловості. Збагачення повітря киснем прискорює технологічні процеси, пов'язані з окисленням речовин. Вони — основа теплової енергетики та металургії. Адже перетворення чавуну на сталь, випалення руд кольорових металів неможливо здійснити без застосування кисню.

Кисень використовують і для отримання високих температур. Для цього різні горючі гази (водень, ацетилен, метан) спалюють у спеціальних пальниках.

Суміші рідкого кисню з вугільним порошком, деревним борошном або іншими горючими речовинами називають оксиліквітами. Їх дуже сильні вибухові властивості застосовують на підривних роботах.

Рідкий кисень – ефективний окисник ракетного палива.

Однак, прагнучи підкорити космос, не слід забувати про збереження атмосфери рідної планети. Потрібно дбати про зелені насадження. Адже рослини виробляють кисень, сприяють зниженню перепадів температур, рівнів шуму та електромагнітних випромінювань.

На цій сторінці матеріал за темами:

  • Коротке повідомлення на тему: основні функції кисню

  • Кисень коротке повідомлення

  • Реферат з теми кисень та його застосування

  • Для чого застосовують кисень у практичній діяльності людей

  • Шкільний світ

Питання щодо цього матеріалу: