КИСЕНЬ: ВЛАСТИВОСТІ, СТРУКТУРА, РИЗИКИ, ВИКОРИСТАННЯ - ХІМІЯ - 2025

Кисню є хімічним елементом , який представлений символом О. є високо хімічно активним газом, який веде групу 16: халькогена. Ця назва пов'язана з тим, що сірка і кисень присутні майже у всіх мінералах.

Його висока електронегативність пояснює його велику жадібність до електронів, що приводить його до поєднання з великою кількістю елементів; Ось так виникає широкий спектр мінеральних оксидів, які збагачують земну кору. Таким чином, залишок кисню складається і робить атмосферу дихаючою.

Кисень часто є синонімом повітря і води, але він також міститься в гірських породах і мінералах. Джерело: Pxhere.

Кисень є третім найпоширенішим елементом Всесвіту, за воднем та гелієм, а також є основним складовим за масою земної кори. Він має об'ємний вміст 20,8% земної атмосфери і становить 89% водної маси.

Зазвичай він має дві алотропні форми: діатомовий кисень (O ₂ ), який є найпоширенішою формою в природі, і озон (O ₃ ), що знаходиться в стратосфері. Однак є ще два (O ₄ і O ₈ ), які існують у рідкій або твердій фазах і знаходяться під величезним тиском.

Кисень постійно виробляється в процесі фотосинтезу, здійснюваного фітопланктоном і наземними рослинами. Після вироблення він вивільняється, щоб живі істоти могли ним користуватися, тоді як невелика його частина розчиняється в морях, підтримуючи водне життя.

Тому це важливий елемент для живих істот; не тільки тому, що він присутній у більшості сполук і молекул, що їх утворюють, а й тому, що він втручається у всі їх метаболічні процеси.

Хоча його ізоляція суперечливо приписується Карлу Шеелу та Джозефу Прістлі у 1774 році, є вказівки на те, що вперше в 1608 році Майкл Сендігіог був виділений киснем.

Цей газ використовується в медичній практиці для поліпшення умов життя пацієнтів з дихальними труднощами. Так само кисень використовується для того, щоб люди могли виконувати свої функції в умовах, де зменшено або немає доступу до атмосферного кисню.

Кисень, що виробляється на комерційному ринку, використовується в основному в металургійній промисловості для перетворення заліза в сталь.

Історія

Нітроаріальний дух

У 1500 році Леонардо да Вінчі на основі дослідів Філона Візантії, проведених у другому столітті до н. C. зробив висновок, що частина повітря споживалася під час горіння та дихання.

У 1608 році Корнелій Дреббл показав, що нагрівання сальпетру (нітрат срібла, KNO ₃ ) виробляє газ. Цей газ, як пізніше було відомо, був киснем; але Дреббл не зміг визначити його як новий предмет.

Тоді, в 1668 році, Джон Майов вказав, що частина повітря, яку він назвав "Spiritus nitroaerus", відповідає за вогонь, і що вона також споживається під час дихання та горіння речовин. Мейов зауважив, що речовини не горять за відсутності нітроариального спирту.

Majow здійснив спалювання сурми та спостерігав збільшення ваги сурми під час її спалювання. Тож Майов зробив висновок, що сурма поєднується з нітроаріальним духом.

Відкриття

Хоча воно не отримало визнання наукової спільноти, в житті чи після його смерті, ймовірно, що Майкл Сандівогіус (1604) є справжнім відкривачем кисню.

Сандівогіус був шведським алхіміком, філософом і лікарем, який виробляв термічне розкладання калійної селітри. Його експерименти привели його до викиду кисню, який він назвав "cibus vitae": їжа життя.

У період з 1771 по 1772 р. Шведський хімік Карл Шееле нагрівав різні сполуки: калієву селітру, оксид марганцю та оксид ртуті. Шееле зауважив, що з них виділяється газ, який збільшує горіння, і який він називає "вогневим повітрям".

Експерименти Йозефа Прістлі

У 1774 р. Англійський хімік Джозеф Прістлі нагрів оксид ртуті, використовуючи дванадцятидюймовий лупу, яка концентрувала сонячне світло. Оксид ртуті виділив газ, який спричинив горіння свічки набагато швидше, ніж зазвичай.

Крім того, Priestly перевірив біологічну дію газу. Для цього він помістив мишу в закритий контейнер, який, як він очікував, витримає п’ятнадцять хвилин; однак за наявності газу він пережив годину, довше, ніж було підраховано.

Священик опублікував свої результати в 1774 році; тоді як Шееле робив це в 1775 р. З цієї причини відкриття кисню часто приписують Прістлі.

Кисень у повітрі

Антуан Лавуазьє, французький хімік (1777), виявив, що повітря містить 20% кисню і що, коли речовина згоряє, воно насправді поєднується з киснем.

Лавуазьє дійшов висновку, що очевидний приріст ваги, який зазнають речовини під час їх згоряння, відбувається через втрату ваги, яка відбувається у повітрі; оскільки кисень поєднується з цими речовинами, а отже, маса реагентів зберігається.

Це дозволило Лавуазьє встановити закон збереження матерії. Лавуазьє запропонував назву кисню, який походить від кореневої кислоти "оксиди" та "гени". Так кисень означає "кислотоутворюючий".

Ця назва неправильна, оскільки не всі кислоти містять кисень; наприклад, галогеніди водню (HF, HCl, HBr і HI).

Далтон (1810) призначив воді хімічну формулу HO, і тому атомна маса кисню становила 8. Група хіміків, серед яких: Дейві (1812) та Берцеліус (1814), виправили підхід Далтона і дійшли висновку, що правильна формула води - H ₂ O, а атомна маса кисню - 16.

Фізичні та хімічні властивості

Зовнішній вигляд

Безбарвний газ, без запаху та несмаку; при цьому озон має різкий запах. Кисень сприяє горінню, але сам по собі не є паливом.

Рідкий кисень. Джерело: старшина Ніка Гловер, ВПС США

У рідкій формі (верхнє зображення) він блідо-синього кольору, а його кристали також синюваті; але вони можуть набувати рожевих, помаранчевих і навіть червонуватих тонів (як буде пояснено в розділі про їх структуру).

Атомна вага

15,999 u.

Атомне число (Z)

8.

Точка плавлення

-218,79 ° С.

Точка кипіння

-182,962 ° С.

Щільність

У нормальних умовах: 1429 г / л. Кисень - це газ, який щільніше повітря. Крім того, це поганий провідник тепла та електрики. А в його (рідкій) температурі кипіння щільність становить 1,141 г / мл.

Потрійна точка

54,361 К і 0,1463 кПа (14,44 атм).

Критична точка

154,581 К та 5,043 МПа (49770,54 атм).

Тепло синтезу

0,444 кДж / моль.

Тепло випаровування

6,82 кДж / моль.

Молярна калорійність

29,378 Дж / (моль · К).

Тиск пари

При температурі 90 К він має тиск пари 986,92 атм.

Стани окислення

-2, -1, +1, +2. Найважливіший стан окислення - -2 (O ^2- ).

Електронегативність

3,44 за шкалою Полінга

Енергія іонізації

По-перше: 1313,9 кДж / моль.

Другий: 3,388,3 кДж / моль.

Третє: 5300,5 кДж / моль.

Магнітний порядок

Парамагнітний.

Розчинність у воді

Розчинність кисню у воді зменшується в міру підвищення температури. Наприклад: 14,6 мл кисню / л води розчиняють при 0 ° С, а 7,6 мл кисню / л води при 20 ° С. Розчинність кисню в питній воді вище, ніж у морській.

За умови температури 25 ºC та тиску 101,3 кПа питна вода може містити 6,04 мл кисню / л води; тоді як вода морської води лише 4,95 мл кисню / л води.

Реактивність

Кисень - це високореактивний газ, який безпосередньо реагує практично з усіма елементами при кімнатній температурі та високій температурі; за винятком металів з більшими потенціалами відновлення, ніж мідь.

Він також може вступати в реакцію із сполуками, окислюючи присутні елементи в них. Це те, що відбувається, коли вона реагує з глюкозою, наприклад, утворюючи воду та вуглекислий газ; або коли горить деревина або вуглеводень.

Кисень може приймати електрони шляхом повного або часткового перенесення, саме тому його вважають окислювачем.

Найбільш поширене число або стан окислення для кисню - -2. З цим окислювальним числом він виявляється у воді (H ₂ O), двоокисі сірки (SO ₂ ) та вуглекислому газі (CO ₂ ).

Також в органічних сполуках, таких як альдегіди, спирти, карбонові кислоти; загальні кислоти, такі як H ₂ SO ₄ , H ₂ CO ₃ , HNO ₃ ; та його похідні солі: Na ₂ SO ₄ , Na ₂ CO ₃ або KNO ₃ . У всіх них можна припустити існування O ^2- (що не відповідає дійсності органічних сполук).

Оксиди

Кисень присутній як O ^2- у кристалічних структурах оксидів металів.

З іншого боку, у металевих супероксидах, таких як супероксид калію (KO ₂ ), кисень присутній як іон O ₂ ^- . Перебуваючи в пероксидах металів, скажімо, перекис барію (BaO ₂ ), кисень з'являється як іон O ₂ ^2- (Ba ²⁺ O ₂ ^2- ).

Ізотопи

Кисень має три стабільні ізотопи: ¹⁶ O, з кількістю 99,76%; ¹⁷ О, 0,04%; і ¹⁸ O, 0,20%. Зауважимо, що ¹⁶ O на сьогоднішній день є найбільш стабільним і найпоширенішим ізотопом.

Структура та електронна конфігурація

Молекула кисню та його взаємодії

Діатомічна молекула кисню. Джерело: Клаудіо Пістіллі

Кисень в основному стані - це атом, електронна конфігурація якого:

2s ² 2p ⁴

Відповідно до теорії валентних зв'язків (ТЕВ), два атоми кисню ковалентно пов'язані так, що обидва окремо виконують свій валентний октет; на додаток до того, що він може з'єднати два самотні електрони з орбіталей 2p.

Таким чином, тоді з'являється діатомова молекула кисню, O ₂ (верхнє зображення), яка має подвійний зв’язок (O = O). Його енергетична стійкість така, що кисень ніколи не зустрічається як окремі атоми в газовій фазі, а як молекули.

Оскільки O ₂ є гомоядерним, лінійним та симетричним, йому не вистачає постійного дипольного моменту; тому їх міжмолекулярні взаємодії залежать від їх молекулярної маси та лондонських сил розсіювання. Ці сили відносно слабкі для кисню, що пояснює, чому це газ у земних умовах.

Однак, коли температура падає або тиск зростає, молекули O ₂ змушені зливатися; до того, що їх взаємодії стають значними і дозволяють утворити рідкий або твердий кисень. Щоб спробувати зрозуміти їх молекулярно, необхідно не втрачати з уваги O ₂ як структурну одиницю.

Озон

Кисень може приймати інші значно стійкі молекулярні структури; тобто він зустрічається в природі (або в межах лабораторії) в різних алотропних формах. Наприклад, озон (зображення внизу), О ₃ , є другим найбільш відомим алотропом кисню.

Структура резонансного гібриду, представлена ​​сферою та стрижневою моделлю молекули озону. Джерело: Бен Міллз через Вікіпедію.

Знову ж таки, TEV підтримує, пояснює і показує, що в O ₃ повинні бути резонансні структури, які стабілізують позитивний формальний заряд кисню в центрі (червоні пунктирні лінії); тоді як кисень на кінцях бумерангу розподіляє негативний заряд, роблячи загальний заряд озону нейтральним.

Таким чином, зв’язки не є одиничними, але ні є подвійними. Приклади резонансних гібридів дуже поширені у стільки ж неорганічних молекул або іонів.

О ₂ і О ₃ , оскільки їх молекулярні структури різні, те ж саме відбувається з їх фізичними та хімічними властивостями, рідкими фазами або кристалами (навіть коли вони обидва складаються з атомів кисню). Вони теоретизують, що ймовірно широкомасштабний синтез циклічного озону, структура якого нагадує червонуватий оксигенований трикутник.

Тут закінчуються "нормальні алотропи" кисню. Однак слід врахувати ще два: O ₄ та O ₈ , знайдені або запропоновані у рідкому та твердому кисні відповідно.

Рідкий кисень

Газоподібний кисень безбарвний, але коли температура падає до -183 ºC, він конденсується в блідо-синю рідину (схожу на світло-блакитну). Взаємодія між молекулами O ₂ зараз така, що навіть їхні електрони можуть поглинати фотони в червоній області видимого спектру, щоб відобразити їх характерний синій колір.

Однак було висунуто теоретичне уявлення про те, що в цій рідині є не просто прості молекули O ₂ , а й молекула O ₄ (нижнє зображення). Здається, що озон був "застряг" іншим атомом кисню, який якимось чином переступає за щойно описаний позитивний формальний заряд.

Запропонована структура моделі зі сферами та стрижнями для молекули тетраоксигену. Джерело: Benjah-bmm27

Проблема полягає в тому, що згідно з обчислювальними та молекулярними моделюваннями, зазначена структура для O ₄ не є точно стійкою; однак вони передбачають, що вони існують як (O ₂ ) ₂ одиниці , тобто дві молекули O ₂ настільки близькі, що утворюють своєрідний нерегулярний каркас (O-атоми не розташовані одна проти одної).

Твердий кисень

Після того як температура опуститься до -218,79 ºC, кисень кристалізується в простому кубічній структурі (γ фаза). У міру подальшого зниження температури кубічний кристал зазнає переходу у фази β (ромбоедрична та -229,35 ° C) та α (моноклінна та -249,35 ° C).

Всі ці кристалічні фази твердого кисню відбуваються при тиску навколишнього середовища (1 атм). Коли тиск зростає до 9 ГПа (~ 9000 атм), з’являється фаза δ, кристали якої помаранчеві. Якщо тиск продовжує зростати до 10 ГПа, з’являється твердий червоний кисень або ε фаза (знову моноклінальна).

Фаза ε особлива, тому що тиск настільки величезний, що молекули O ₂ не тільки розташовуються як одиниці O ₄ , але і O ₈ :

Модельна структура зі сферами та стрижнями для окта-кисневої молекули. Джерело: Benjah-bmm27

Зауважте, що цей O ₈ складається з двох блоків O _4, де видно вже роз'яснений нерегулярний кадр. Точно також можна вважати його чотирма O _2, розташованими в тісному напрямку і у вертикальних положеннях. Однак їх стабільність під цим тиском така, що O ₄ і O ₈ є двома додатковими алотропами для кисню.

І нарешті, у нас the фаза, металева (при тиску більше 96 ГПа), в якій тиск змушує електрони розсіюватися в кристалі; так само, як це відбувається з металами.

Де знайти і виробництво

Корисні копалини

Кисень - третій елемент у Всесвіті за масою, за воднем та гелієм. Це найпоширеніший елемент земної кори, що становить близько 50% його маси. В основному зустрічається в поєднанні з кремнієм у вигляді оксиду кремнію (SiO ₂ ).

Кисень міститься у складі незліченних мінералів, таких як: кварц, тальк, польові шпати, гематит, куприт, бруцит, малахіт, лімоніт тощо. Так само він знаходиться у складі численних сполук, таких як карбонати, фосфати, сульфати, нітрати тощо.

Повітря

Кисень становить 20,8% атмосферного повітря за об'ємом. У тропосфері він зустрічається насамперед у вигляді діатомової молекули кисню. Перебуваючи в стратосфері, газоподібний шар знаходиться між 15 і 50 км від земної поверхні, він виявляється як озон.

Озон виробляється електричним розрядом на молекулі O ₂ . Цей алотроп кисню поглинає ультрафіолетове світло від сонячного випромінювання, блокуючи його шкідливу дію на людину, що в крайніх випадках пов’язане з появою меланом.

Свіжа і солона вода

Кисень є основним компонентом морської та прісної води озер, річок та підземних вод. Кисень є частиною хімічної формули води, що становить 89 мас.%.

З іншого боку, хоча розчинність кисню у воді є відносно низькою, кількість розчиненого в ньому кисню має важливе значення для життєдіяльності водного середовища, що включає багато видів тварин та водорості.

Живі істоти

Людина складається приблизно з 60% води і, водночас, багата киснем. Але крім того, кисень входить до складу численних сполук, таких як фосфати, карбонати, карбонові кислоти, кетони тощо, які необхідні для життя.

Кисень також присутній у полісахаридах, ліпідах, білках та нуклеїнових кислотах; тобто біологічні макромолекули.

Він також входить до складу шкідливих відходів людської діяльності, наприклад: оксиду вуглецю та діоксиду, а також діоксиду сірки.

Біологічне виробництво

Рослини відповідають за збагачення повітря киснем в обмін на вуглекислий газ, який ми видихаємо. Джерело: Пікселі.

Кисень виробляється під час фотосинтезу - процесу, за допомогою якого морський фітопланктон та наземні рослини використовують енергію світла для того, щоб вуглекислий газ вступав у реакцію з водою, створюючи глюкозу та виділяючи кисень.

Підраховано, що понад 55% кисню, що виробляється фотосинтезом, обумовлено дією морського фітопланктону. Тому він є основним джерелом генерування кисню на Землі і відповідає за підтримку життя на ньому.

Промислове виробництво

Зрідження повітря

Основним методом отримання кисню у промисловій формі є той, який створений у 1895 р. Незалежно Карлом Полом Готфридом Фон Ліндом та Вільямом Хемсоном. Цей метод продовжує застосовуватися сьогодні з деякими модифікаціями.

Процес починається з стиснення повітря для конденсації водяної пари і тим самим її усунення. Потім повітря просівають шляхом проходження сумішшю цеоліту та силікагелю для виведення вуглекислого газу, важких вуглеводнів та іншої води.

Згодом компоненти рідкого повітря відокремлюються за допомогою фракційної дистиляції, досягаючи поділу присутніх у ньому газів за різними температурами кипіння. Цим методом можна отримати кисень з чистотою 99%.

Електроліз води

Кисень виробляється електролізом високоочищеної води та з електропровідністю, що не перевищує 1 мкЗ / см. Вода відокремлюється електролізом на її компоненти. Водень як катіон рухається до катода (-); при цьому кисень рухається до анода (+).

Електроди мають спеціальну структуру для збору газів і згодом виробляють їх зрідження.

Термічне розкладання

При термічному розкладанні таких сполук, як оксид ртуті та сальпетр (калієва селітра) виділяється кисень, який можна збирати для використання. Для цього також використовують пероксиди.

Біологічна роль

Кисень виробляється фітопланктоном і наземними рослинами шляхом фотосинтезу. Він перетинає легеневу стінку і в крові захоплюється гемоглобіном, який транспортує його до різних органів, щоб згодом використовуватись у клітинному обміні.

У цьому процесі кисень використовується під час метаболізму вуглеводів, жирних кислот та амінокислот, щоб в кінцевому підсумку виробляти вуглекислий газ та енергію.

Дихання можна окреслити так:

C ₆ H ₁₂ O ₆ + O ₂ => CO ₂ + H ₂ O + Енергія

Глюкоза метаболізується в наборі послідовних хімічних процесів, включаючи гліколіз, цикл Кребса, ланцюг транспорту електронів та окисне фосфорилювання. Ця серія подій виробляє енергію, яка накопичується як АТФ (аденозинтрифосфат).

АТФ використовується в різних процесах в клітинах, включаючи транспортування іонів та інших речовин по плазматичній мембрані; кишкове всмоктування речовин; скорочення різних м’язових клітин; метаболізм різних молекул тощо.

Поліморфноядерні лейкоцити та макрофаги - це фагоцитарні клітини, які здатні використовувати кисень для отримання іона супероксиду, перекису водню та синглетного кисню, які використовуються для знищення мікроорганізмів.

Ризики

Дихання кисню при високому тиску може викликати нудоту, запаморочення, м’язові спазми, втрату зору, судоми та втрату свідомості. Крім того, дихання чистого кисню протягом тривалого періоду викликає подразнення легенів, що проявляється кашлем і задишкою.

Це також може бути причиною утворення набряку легенів: дуже серйозний стан, що обмежує дихальну функцію.

Атмосфера з високою концентрацією кисню може бути небезпечною, оскільки сприяє розвитку пожеж та вибухів.

Програми

Лікарі

Кисень вводять пацієнтам, які мають дихальну недостатність; такий випадок хворих на пневмонію, набряк легенів або емфізему. Вони не могли дихати киснем навколишнього середовища, оскільки вони серйозно постраждали б.

Пацієнтів із серцевою недостатністю з накопиченням рідини в альвеолах також необхідно постачати киснем; а також пацієнтів, які перенесли важкий порушення мозкового кровообігу (ЧСВ).

Професійна потреба

Пожежники, які ведуть боротьбу з пожежею в умовах недостатньої вентиляції, вимагають використовувати маски та балони з киснем, що дозволяють виконувати свої функції, не ставлячи їх до небезпеки.

Підводні човни оснащені обладнанням для виробництва кисню, що дозволяє морякам перебувати в закритому середовищі та без доступу атмосферного повітря.

Водолази роблять свою роботу зануреною у воду і таким чином ізолюються від атмосферного повітря. Вони дихають киснем, що перекачується через трубки, підключені до їх водолазного костюма, або за допомогою циліндрів, прикріплених до тіла дайвера.

Астронавти проводять свою діяльність у середовищах, обладнаних генераторами кисню, що дозволяють вижити під час космічних подорожей та в космічній станції.

Промислові

Більше 50% промислово виробленого кисню витрачається на перетворення заліза в сталь. Розплавлене залізо вводиться струменем кисню, щоб видалити присутність сірки та вуглецю; вони реагують на виробництво газів SO ₂ та CO ₂ відповідно.

Ацетилен використовується в поєднанні з киснем для різання металевих пластин, а також для отримання їх припою. Кисень також використовується у виробництві скла, збільшуючи горіння при випалюванні скла для підвищення його прозорості.

Атомно-абсорбційна спектрофотометрія

Комбінація ацетилену та кисню використовується для спалювання зразків різного походження в атомно-абсорбційному спектрофотометрі.

Під час процедури промінь світла від лампи надходить на полум’я, що є специфічним для кількісного визначення елемента. Полум'я поглинає світло від лампи, дозволяючи кількісно визначити елемент.

Список літератури

1. Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (Четверте видання). Mc Graw Hill.
2. Вікіпедія. (2019). Кисень. Відновлено з: en.wikipedia.org
3. Річард Ван Норден. (13 вересня 2006 р.). Просто гарний етап? Твердий червоний кисень: марний, але приємний. Відновлено з: nature.com
4. AzoNano. (4 грудня 2006 р.). Етазна фаза твердого кисню, визначена разом із відкриттям червоного скупчення кисню O8. Відновлено з: azonano.com
5. Національний центр інформації про біотехнології. (2019). Молекула кисню. PubChem База даних. CID = 977. Відновлено з: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Доктор Дуг Стюарт. (2019). Факти кисневого елемента. Хіміколь. Відновлено з: chemicool.com
7. Роберт С. Брасте. (9 липня 2019 р.). Кисень: хімічний елемент. Encyclopædia Britannica. Відновлено: britannica.com
8. Wiki Kids. (2019). Сімейство кисню: властивості елементів VIA. Відновлено: просто.наука
9. Advameg, Inc. (2019). Кисень. Відновлено з: madehow.com
10. Lenntech BV (2019). Періодична таблиця: кисень. Відновлено з: lenntech.com
11. Департамент охорони здоров’я та служб старого штату Нью-Джерсі (2007). Кисень: інформаційний лист з небезпечними речовинами. . Відновлено: nj.gov
12. Ямель Маттаролло. (2015 р., 26 серпня). Промислове застосування промислового кисню. Відновлено з: altecdust.com