Kyslík má vysokou chemickou aktivitu. Mnoho látek reaguje s kyslíkem při pokojové teplotě. Takže například čerstvý řez jablka rychle získá hnědou barvu, je to způsobeno chemickými reakcemi mezi organickými látkami obsaženými v jablku a kyslíkem obsaženým ve vzduchu.

S jednoduchými látkami kyslík zpravidla reaguje při zahřívání. Kousek uhlí vložíme do kovové lžíce na hořící látky, rozžhavíme v plameni lihové lampy a spustíme do nádoby s kyslíkem. Pozorujeme jasné spalování uhlí v kyslíku. Uhlí je jednoduchá látka tvořená prvkem uhlík. Reakcí kyslíku s uhlíkem vzniká oxid uhličitý:

C + O2 = C02

Stojí za zmínku, že mnoho chemikálií má triviální názvy. Oxid uhličitý je triviální název pro látku. Používají se triviální názvy látek v Každodenní život, z nichž mnohé jsou starověké. Například jedlá soda, Bertoletova sůl. Každá chemická látka má však i systematický chemický název, jehož sestavování upravují mezinárodní pravidla – systematické chemické názvosloví. Oxid uhličitý má tedy systematický název oxid uhelnatý (IV).

Oxid uhličitý je komplexní látka, binární sloučenina, která obsahuje kyslík.

Do lžíce na hořící látky dáme síru a zahříváme. Síra taje, pak se vznítí. Na vzduchu hoří síra bledým, téměř neznatelným modrým plamenem. Do nádoby s kyslíkem zavedeme síru - síra hoří jasně modrým plamenem. Při reakci síry s kyslíkem vzniká oxid siřičitý:

S + O2 = S02

Oxid siřičitý patří stejně jako oxid uhličitý do skupiny oxidů. Je to oxid sírový(IV) je bezbarvý plyn se štiplavým štiplavým zápachem.

Nyní do nádoby s kyslíkem přidáme zapálený červený fosfor. Fosfor hoří jasným, oslnivým plamenem. Nádoba je naplněna bílým kouřem. Bílý kouř je reakční produkt, jemné částice oxid fosforečný (V):

4P + 502 = 2P205

V kyslíku mohou hořet nejen nekovy. Kovy také intenzivně interagují s kyslíkem. Například hořčík hoří v kyslíku a na vzduchu oslnivě bílým plamenem. Reakční produkt je oxid hořečnatý:

2Mg + O2 = 2MgO

Zkusme spálit železo v kyslíku. Ocelový drát zahřejeme v plameni lihové lampy a rychle jej spustíme do nádoby s kyslíkem. Železo hoří v kyslíku a vytváří mnoho jisker. Látka, která je výsledkem reakce, se nazývá oxid železa:

3Fe + 202 = Fe3O4.

Snopy jisker vzniklé při hoření bengálského ohně se vysvětlují spalováním železného prášku, který je součástí těchto pyrotechnických výrobků.

Po zvážených reakcích lze vyvodit důležité závěry: kyslík reaguje jak s kovy, tak s nekovy; často jsou tyto reakce doprovázeny spalováním látek. Produkty reakce kyslíku s jednoduchými látkami jsou oxidy.

Vezměte prosím na vědomí, že při interakci kyslíku s jednoduchými látkami – kovy a nekovy, vznikají složité látky – oxidy. Tento typ chemické reakce se nazývá reakce připojení.

Reakce na připojení - reakce, při které vznikají dvě nebo více méně složitých látek, v důsledku čehož vznikají látky složitější

Interakce kyslíku s komplexními látkami

Kyslík je schopen reagovat se složitými látkami. Jako příklad uvažujme reakci, ke které dochází při spalování domácího plynu, který se skládá z metan CH4.

Podle spalování metanu v hořáku pece lze usoudit, že reakce probíhá za uvolňování energie ve formě tepla a světla. Jaké jsou produkty této reakce?

CH4 + 202 = C02 + 2H20.

Produkty reakce jsou oxidy: oxid uhličitý (IV) a voda (oxid vodíku).

Při reakci kyslíku s minerálem pyritem FeS2 (důležitý minerál železa a síry) se získávají oxidy síry a železa. Reakce nastává při zahřátí:

4FeS2 + 1102 = 8SO2 + 2Fe2O3

Oxidace - spalování a pomalá oxidace

Spalování- to je první chemická reakceže se ten člověk setkal. Oheň... Je možné si představit naši existenci bez ohně? Vstoupil do našeho života, stal se od něj neoddělitelným. Bez ohně člověk nemůže vařit jídlo, ocel, bez něj je doprava nemožná. Oheň se stal naším přítelem a spojencem, symbolem slavných činů, dobrých skutků, vzpomínkou na minulost.

Z chemického hlediska spalování- Jedná se o chemickou reakci doprovázenou uvolňováním proudu horkých plynů a energie ve formě tepla a světla. Můžeme říci, že kyslík, který reaguje s jednoduchými látkami, je oxiduje:

Jednoduchá látka + Oxidace kyslíkem → Produkty oxidace (oxidy) + Energie.

Oxidace látek nesmí být doprovázena hořením, tedy uvolněním plamene. Takové procesy se nazývají pomalá oxidace. Pomalá oxidace je proces postupné interakce látek s kyslíkem, s pomalým uvolňováním tepla, neprovázený spalováním. Takže například oxid uhličitý nevzniká jen při spalování uhlíku v kyslíku, ale i při pomalé oxidaci organická hmota vzdušný kyslík (hnít, chátrat).

Při reakci jednoduchých látek s kyslíkem oxidy
Reakce jednoduchých látek s kyslíkem probíhají zpravidla při zahřátí
Reakce jednoduchých látek s kyslíkem jsou složené reakce
Triviální jména chemické substance neodrážejí chemické složení látek, používají se v každodenní praxi, mnohé z nich se vyvíjely historicky
Systematické názvy chemikálií odrážejí chemické složení látky, odpovídají mezinárodnímu systematickému názvosloví
Reakce na připojení- reakce, při které ze dvou nebo více méně složitých látek vznikají látky složitější
Kyslík je schopen reagovat se složitými látkami
Spalování- chemická reakce doprovázená uvolňováním energie ve formě tepla a světla
pomalá oxidace- proces postupné interakce látek s kyslíkem, s pomalým uvolňováním tepla, neprovázený spalováním

8 O 1s 2 2s 2 2p 4; Ar = 15,999 Izotopy: 160 (99,759 %); 170 (0,037 %); 180 (0,204 %); EO - 3.5

Clark dovnitř zemská kůra 47 % hmotnostních; v hydrosféře 85,82 % hmotn.; v atmosféře 20,95 % obj.

Nejběžnější prvek.

Formy nalezení prvku: a) ve volné formě - O 2, O 3;

b) ve vázané formě: O 2- anionty (hlavně)

Kyslík je typický nekovový, p-element. Valence = II; oxidační stav -2 (kromě H 2 O 2, OF 2, O 2 F 2)

Fyzikální vlastnosti O 2

Molekulární kyslík O 2 at normální podmínky je v plynném stavu, nemá barvu, vůni a chuť, málo rozpustný ve vodě. Při hlubokém ochlazení pod tlakem kondenzuje na světle modrou kapalinu (Tbp - 183 ° C), která se při -219 ° C mění na krystaly modré - modrá barva.

Jak se dostat

1. Kyslík vzniká v přírodě v procesu fotosyntézy mCO 2 + nH 2 O → mO 2 + Cm (H 2 O) n

2. Průmyslová výroba

a) rektifikace kapalného vzduchu (oddělení od N 2);

b) elektrolýza vody: 2H20 → 2H2 + O2

3. V laboratoři se získávají tepelným redoxním rozkladem solí:

a) 2KS103 \u003d 302 + 2KCI

b) 2KMnO 4 \u003d O 2 + MnO 2 + K 2 MnO 4

c) 2KN03 \u003d O2 + 2KNO2

d) 2Cu (NO 3) O 2 \u003d O 2 + 4NO 2 + 2CuO

e) 2AgN03 \u003d O2 + 2NO2 + 2Ag

4. V hermeticky uzavřených místnostech a v autonomních dýchacích přístrojích se kyslík získává reakcí:

2Na 2 O 2 + 2СO 2 \u003d O 2 + 2Na 2 CO 3

Chemické vlastnosti kyslíku

Kyslík je silné oxidační činidlo. Z hlediska chemické aktivity je na druhém místě za fluorem. Tvoří sloučeniny se všemi prvky kromě He, Ne a Ag. Reaguje přímo s většinou jednoduchých látek za normálních podmínek nebo při zahřátí i v přítomnosti katalyzátorů (s výjimkou Au, Pt, Hal 2, vzácných plynů). Reakce zahrnující O 2 jsou ve většině případů exotermické, často probíhají ve spalovacím režimu, někdy v explozi. V důsledku reakcí vznikají sloučeniny, ve kterých mají atomy kyslíku zpravidla C.O. -2:

Oxidace alkalických kovů

4Li + O 2 = 2Li 2 O oxid lithný

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 peroxid sodný

K + O 2 \u003d KO 2 superoxid draselný

Oxidace všech kovů kromě Au, Pt

Me + O 2 = Me x O y oxidy

Oxidace nekovů, kromě halogenů a vzácných plynů

N2 + O2 \u003d 2NO - Q

S + O2 \u003d S02;

C + O 2 \u003d C02;

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5

Si + O 2 \u003d SiO 2

Oxidace sloučeniny vodíku nekovy a kovy

4HI + 02 \u003d 2I2 + 2H20

2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H20

4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H20

4NH3 + 502 \u003d 4NO + 6H20

2PH 3 + 4O 2 \u003d P 2 O 5 + 3 H 2 O

SiH4 + 202 \u003d Si02 + 2H20

C x Hy + O2 = C02 + H20

MeHx + 302 \u003d Mex Oy + H20

Oxidace nižších oxidů a hydroxidů vícemocných kovů a nekovů

4FeO + O 2 \u003d 2 Fe 2 O 3

4Fe(OH)2 + O2 + 2H20 = 4Fe(OH)3

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

4NO2 + O2 + 2H20 \u003d 4HNO3

Oxidace sulfidů kovů

4FeS 2 + 11О 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 О 3

Oxidace organických látek

Všechno organické sloučeniny hoří při oxidaci vzdušným kyslíkem.

Produkty oxidace různých prvků obsažených v jejich molekulách jsou:

Kromě reakcí úplné oxidace (spalování) jsou možné i reakce parciální oxidace.

Příklady reakcí neúplné oxidace organických látek:

1) katalytická oxidace alkanů

2) katalytická oxidace alkenů

3) oxidace alkoholů

2R-CH2OH + 02 -> 2RCOH + 2H20

4) oxidace aldehydů

Ozón

Ozon O 3 je silnější oxidační činidlo než O 2, protože během reakce se jeho molekuly rozkládají za vzniku atomárního kyslíku.

Čistý O 3 je modrý plyn, velmi toxický.

K + O 3 \u003d KO 3 ozonid draselný, červený.

PbS + 2O 3 \u003d PbSO 4 + O 2

2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2 KOH + O 2

Tato reakce se používá pro kvalitativní a kvantitativní stanovení ozonu.

Ministerstvo školství a vědy Ruské federace

"KYSLÍK"

Dokončeno:

Kontrolovány:

Obecná charakteristika kyslíku.

KYSLÍK (lat. Oxygenium), O (čti "o"), chemický prvek s atomovým číslem 8, atomová hmotnost 15,9994. V periodický systém prvků Mendělejevova kyslíku se nachází ve druhém období ve skupině VIA.

Přírodní kyslík se skládá ze směsi tří stabilních nuklidů s hmotnostními čísly 16 (ve směsi dominuje, je to 99,759 % hmotnostních), 17 (0,037 %) a 18 (0,204 %). Poloměr neutrálního atomu kyslíku je 0,066 nm. Konfigurace vnější elektronové vrstvy neutrálního nevybuzeného atomu kyslíku je 2s2р4. Energie sekvenční ionizace atomu kyslíku jsou 13,61819 a 35,118 eV, elektronová afinita je 1,467 eV. Poloměr iontu O 2 je na různých koordinačních číslech od 0,121 nm (koordinační číslo 2) do 0,128 nm (koordinační číslo 8). Ve sloučeninách vykazuje oxidační stav -2 (valence II) a méně často -1 (valence I). Podle Paulingovy stupnice je elektronegativita kyslíku 3,5 (druhé místo mezi nekovy po fluoru).

Ve volné formě je kyslík bezbarvý plyn bez zápachu a chuti.

Vlastnosti struktury molekuly O 2: vzdušný kyslík se skládá z dvouatomových molekul. Meziatomová vzdálenost v molekule O 2 je 0,12074 nm. Molekulární kyslík (plynný i kapalný) je paramagnetická látka, v každé molekule O 2 jsou 2 nepárový elektron. Tuto skutečnost lze vysvětlit tím, že každý ze dvou antivazebných orbitalů v molekule obsahuje jeden nepárový elektron.

Energie disociace molekuly O 2 na atomy je poměrně vysoká a činí 493,57 kJ/mol.

Fyzické a Chemické vlastnosti

Fyzikální a chemické vlastnosti: ve volné formě se vyskytuje ve formě dvou modifikací O 2 („obyčejný“ kyslík) a O 3 (ozon). O 2 je bezbarvý plyn bez zápachu. Na normální podmínky hustota plynného kyslíku 1,42897 kg/m 3 . Bod varu kapalného kyslíku (kapalina je modrá) je -182,9°C. Při teplotách od –218,7°C do –229,4°C je pevný kyslík s kubickou mřížkou (-modifikace), při teplotách od –229,4°C do –249,3°C - modifikace s hexagonální mřížkou a při teplotách pod -249,3 ° C - krychlový - modifikace. Další modifikace pevného kyslíku byly také získány při zvýšeném tlaku a nízkých teplotách.

Při 20 °C je rozpustnost plynu O 2: 3,1 ml na 100 ml vody, 22 ml na 100 ml ethanolu, 23,1 ml na 100 ml acetonu. Existují organické kapaliny obsahující fluor (například perfluorbutyltetrahydrofuran), ve kterých je rozpustnost kyslíku mnohem vyšší.

Vysoká síla chemická vazba mezi atomy v molekule O2 vede k tomu, že při pokojové teplotě je plynný kyslík chemicky spíše neaktivní. V přírodě pomalu vstupuje do proměn během procesů rozkladu. Kyslík při pokojové teplotě je navíc schopen reagovat s krevním hemoglobinem (přesněji s hemovým železem II), což zajišťuje přenos kyslíku z dýchacího systému do dalších orgánů.

Kyslík reaguje s mnoha látkami bez zahřívání, např. s alkalickými a kovy alkalických zemin(vznikají odpovídající oxidy jako Li 2 O, CaO atd., peroxidy jako Na 2 O2, BaO 2 atd. a superoxidy jako KO 2, RbO 2 atd.), způsobuje tvorbu rzi na povrchu ocelové výrobky. Bez zahřívání kyslík reaguje s bílým fosforem, s některými aldehydy a dalšími organickými látkami.

Při zahřátí, byť jen trochu, chemická aktivita kyslíku dramaticky vzroste. Při vznícení výbušně reaguje s vodíkem, metanem, jinými hořlavými plyny, velký počet jednoduché a složité látky. Je známo, že při zahřívání v kyslíkové atmosféře nebo na vzduchu shoří mnoho jednoduchých a složitých látek a tvoří se různé oxidy, například:

S + O2 \u003d S02; C + O 2 \u003d CO 2

4Fe + 3O2 \u003d 2Fe203; 2Cu + O2 \u003d 2CuO

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

Pokud je směs kyslíku a vodíku skladována ve skleněné nádobě při pokojové teplotě, dochází k exotermické reakci tvorby vody

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

postupuje extrémně pomalu; podle výpočtu by se první kapky vody měly objevit v nádobě asi za milion let. Ale když se platina nebo palladium (které hrají roli katalyzátoru) vloží do nádoby se směsí těchto plynů, stejně jako při zapálení, reakce pokračuje explozí.

Kyslík reaguje s dusíkem N 2 buď při vysoké teplotě (asi 1500-2000°C) nebo průchodem elektrického výboje směsí dusíku a kyslíku. Za těchto podmínek se oxid dusnatý (II) tvoří reverzibilně:

N2 + O2 \u003d 2NO

Výsledný NO poté reaguje s kyslíkem za vzniku hnědého plynu (oxid dusičitý):

2NO + 02 = 2NO2

Z nekovů kyslík za žádných okolností přímo neinteraguje s halogeny, z kovů - s ušlechtilými kovy - stříbro, zlato, platina atd.

Binární sloučeniny kyslíku, ve kterých je oxidační stav atomů kyslíku -2, se nazývají oxidy (dřívější název je oxidy). Příklady oxidů: oxid uhelnatý (IV) CO 2, oxid sírový (VI) SO 3, oxid měďnatý (I) Cu 2 O, oxid hlinitý Al 2 O 3, oxid manganu (VII) Mn 2 O 7.

Kyslík také tvoří sloučeniny, ve kterých je jeho oxidační stav -1. Jedná se o peroxidy (starý název je peroxidy), například peroxid vodíku H 2 O 2, peroxid barnatý BaO 2, peroxid sodný Na 2 O 2 a další. Tyto sloučeniny obsahují peroxidovou skupinu - O - O -. S aktivním alkalických kovů například s draslíkem může kyslík tvořit také superoxidy, například KO 2 (superoxid draselný), RbO 2 (superoxid rubidia). V superoxidech je oxidační stav kyslíku –1/2. Je možné poznamenat, že superoxidové vzorce jsou často psány jako K204, Rb204 atd.

S nejaktivnějším nekovovým fluorem tvoří kyslík sloučeniny v kladných oxidačních stavech. Takže ve sloučenině O2F2 je oxidační stav kyslíku +1 a ve sloučenině O2F - +2. Tyto sloučeniny nepatří mezi oxidy, ale fluoridy. Fluoridy kyslíku lze syntetizovat pouze nepřímo, např. působením fluoru F 2 na zřed. vodní roztoky OŠIDIT.

Historie objevů

Historie objevu kyslíku, jako je dusík, je spojena se studiem atmosférického vzduchu, které trvalo několik století. To, že vzduch není v přírodě homogenní, ale obsahuje části, z nichž jedna podporuje spalování a dýchání a druhá ne, věděl již v 8. století čínský alchymista Mao Hoa a později v Evropě Leonardo da Vinci. . V roce 1665 anglický přírodovědec R. Hooke napsal, že vzduch se skládá z plynu obsaženého v ledku a také z neaktivního plynu, který tvoří většinu vzduchu. To, že vzduch obsahuje prvek podporující život, vědělo mnoho chemiků v 18. století. Švédský lékárník a chemik Karl Scheele začal zkoumat složení vzduchu v roce 1768. Tři roky rozkládal ledek (KNO 3, NaNO 3) a další látky zahříváním a dostával „ohnivý vzduch“, který podporoval dýchání a hoření. Ale Scheele publikoval výsledky svých experimentů až v roce 1777 v knize „Chemické pojednání o vzduchu a ohni“. V roce 1774 získal anglický kněz a přírodovědec J. Priestley plyn podporující hoření zahřátím „spálené rtuti“ (oxid rtuťnatý HgO). V Paříži Priestley, který nevěděl, že plyn, který dostal, byl součástí vzduchu, oznámil svůj objev A. Lavoisierovi a dalším vědcům. Do této doby byl také objeven dusík. V roce 1775 došel Lavoisier k závěru, že běžný vzduch se skládá ze dvou plynů – plynu nutného k dýchání a podpoře hoření a plynu „opačné povahy“ – dusíku. Lavoisier nazval plyn podporující hoření kyslík – „tvorící kyseliny“ (z řeckého oxys – kyselý a gennao – rodím; odtud ruské jméno„kyslík“), protože tehdy věřil, že všechny kyseliny obsahují kyslík. Již dlouho je známo, že kyseliny mohou být jak kyslík obsahující, tak anoxické, ale název, který tomuto prvku dal Lavoisier, zůstal nezměněn. Téměř půldruhého století sloužila 1/16 hmotnosti atomu kyslíku jako jednotka pro porovnávání hmotností různých atomů mezi sebou a byla používána při numerické charakterizaci hmotností atomů různých prvků (tzv. -nazývaná kyslíková stupnice atomových hmotností).

Výskyt v přírodě: kyslík je nejrozšířenějším prvkem na Zemi, jeho podíl (jako součást různých sloučenin, především silikátů), tvoří asi 47,4 % hmotnosti pevné zemské kůry. Námořní a čerstvou vodu obsahují obrovské množství vázaného kyslíku - 88,8 % (hmotn.), v atmosféře je obsah volného kyslíku 20,95 % (obj.). Prvek kyslík je součástí více než 1500 sloučenin zemské kůry.

Účtenka:

V současnosti se kyslík v průmyslu získává separací vzduchu při nízkých teplotách. Nejprve je vzduch stlačen kompresorem, zatímco se vzduch ohřívá. Stlačený plyn se nechá vychladnout na teplotu místnosti a poté se nechá volně expandovat. Jak plyn expanduje, teplota prudce klesá. Ochlazený vzduch, jehož teplota je o několik desítek stupňů nižší než teplota životní prostředí, opět vystavené kompresi až do 10-15 MPa. Poté je uvolněné teplo opět odvedeno. Po několika cyklech "komprese-expanze" teplota klesne pod bod varu kyslíku i dusíku. Vzniká kapalný vzduch, který se následně podrobí destilaci (destilaci). Bod varu kyslíku (-182,9°C) je o více než 10 stupňů vyšší než bod varu dusíku (-195,8°C). Z kapaliny se tedy nejprve odpaří dusík a ve zbytku se hromadí kyslík. Díky pomalé (frakční) destilaci je možné získat čistý kyslík, ve kterém je obsah dusíkatých nečistot menší než 0,1 objemového procenta.

Kyslík je chemický prvek, jehož vlastnosti budou diskutovány v následujících několika odstavcích. Vraťme se k Periodické soustavě chemických prvků D.I. Mendělejev. Prvek kyslík se nachází v periodě 2, skupině VI, hlavní podskupině.

Také uvádí, že relativní atomová hmotnost kyslíku je 16.

Podle pořadového čísla kyslíku v periodické soustavě lze snadno určit počet elektronů obsažených v jeho atomu, jaderný náboj atomu kyslíku, počet protonů.

Valence kyslíku ve většině sloučenin je II. Atom kyslíku může připojit dva elektrony a přeměnit se v iont: O0 + 2ē = O−2.

Stojí za zmínku, že kyslík je nejběžnějším prvkem na naší planetě. Kyslík je součástí vody. Mořské a sladké vody obsahují 89 % hmotnosti kyslíku. Kyslík se nachází v mnoha minerálech a horninách. Hmotnostní podíl kyslíku v zemské kůře je asi 47 %. Vzduch obsahuje asi 23 % hmotnosti kyslíku.

Fyzikální vlastnosti kyslíku

Při interakci dvou atomů kyslíku vzniká stabilní molekula jednoduché kyslíkové látky O2. Tato jednoduchá látka, stejně jako prvek, se nazývá kyslík. Nezaměňujte kyslík jako prvek a kyslík jako jednoduchou látku!

Podle fyzikální vlastnosti kyslík Je to bezbarvý plyn bez chuti a zápachu. Prakticky nerozpustný ve vodě (při pokojové teplotě a normálním atmosférickém tlaku je rozpustnost kyslíku asi 8 mg na litr vody).

Kyslík je rozpustný ve vodě – v 1 litru vody o teplotě 20 °C se rozpustí 31 ml kyslíku (0,004 % hm.). Toto množství je však dostatečné pro dýchání ryb žijících ve vodních plochách. Plynný kyslík je o něco těžší než vzduch: 1 litr vzduchu o teplotě 0 °C a normálním tlaku váží 1,29 g a 1 litr kyslíku váží 1,43 g.

Kyslík vykazuje zajímavé vlastnosti při silném ochlazení. Tedy při teplotě -183°С kyslík kondenzuje do čiré pohyblivé kapaliny světle modré barvy.

Pokud se kapalný kyslík ochladí ještě více, pak na teplotu -218°С kyslík „zamrzne“ ve formě modrých krystalů. Pokud se teplota postupně zvyšuje, pak -218°С, pevný kyslík začne tát a kdy -183°С- vařit. Proto jsou body varu a kondenzace, stejně jako teploty tuhnutí a tání látek, stejné.

Dewarovy nádoby se používají ke skladování a přepravě kapalného kyslíku.. Dewarovy baňky se používají pro skladování a přepravu kapalin, jejichž teplota by měla dlouho zůstat konstantní. Dewarova nádoba nese jméno svého vynálezce, skotského fyzika a chemika Jamese Dewara.

Nejjednodušší Dewarovou nádobou je domácí termoska. Zařízení nádoby je docela jednoduché: je to baňka umístěná ve velké baňce. Vzduch je evakuován z utěsněného prostoru mezi baňkami. Díky nepřítomnosti vzduchu mezi stěnami baněk se kapalina nalitá do vnitřní baňky dlouhodobě neochlazuje ani neohřívá.

Kyslík je paramagnetická látka, to znamená, že v kapalném a pevném stavu je přitahován magnetem.

V přírodě existuje další jednoduchá látka, skládající se z atomů kyslíku. Toto je ozón. Chemický vzorec ozon O3. Ozon, stejně jako kyslík, je za normálních podmínek plyn. Ozon vzniká v atmosféře při výbojích blesku. Charakteristickým zápachem svěžesti po bouřce je vůně ozónu.

Pokud je ozón získán v laboratoři a je shromážděno jeho značné množství, pak ve vysokých koncentracích bude mít ozón ostrý nepříjemný zápach. Ozon se získává v laboratoři ve speciálních zařízeních - ozonizátory. Ozonátor- skleněná trubice, do které se přivádí proud kyslíku a vzniká elektrický výboj. Elektrický výboj mění kyslík na ozón:

Na rozdíl od bezbarvého kyslíku je ozón modrý plyn. Rozpustnost ozonu ve vodě je asi 0,5 litru plynu na 1 litr vody, což je mnohem více než u kyslíku. Vzhledem k této vlastnosti se ozón používá k dezinfekci pití vody, protože má škodlivý účinek na patogeny.

Při nízkých teplotách se ozón chová podobně jako kyslík. Při teplotě -112°C kondenzuje do fialové kapaliny a při teplotě -197°C krystalizuje ve formě tmavě fialových, téměř černých krystalů.

Můžeme tedy dojít k závěru, že atomy téhož chemického prvku mohou tvořit různé jednoduché látky.

Jev existence chemického prvku ve formě několika jednoduchých látek se nazývá alotropie.

Jednoduché látky tvořené stejným prvkem se nazývají alotropní modifikace

Prostředek, kyslík a ozón jsou alotropní modifikace chemického prvku kyslíku. Existují důkazy, že při ultra nízkých teplotách, v kapalném nebo pevném stavu, může kyslík existovat ve formě molekul O4 a O8.

Cyklus kyslíku v přírodě

Množství kyslíku v atmosféře je konstantní. Následkem toho je spotřebovaný kyslík neustále doplňován novým.

Nejdůležitějšími zdroji kyslíku v přírodě jsou oxid uhličitý a voda. Kyslík vstupuje do atmosféry hlavně jako výsledek procesu fotosyntézy, který probíhá v rostlinách podle reakčního schématu:

CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.

Kyslík může vznikat i v horních vrstvách zemské atmosféry: vlivem nárazu solární radiace, vodní pára se částečně rozkládá za vzniku kyslíku.

Kyslík se spotřebovává při dýchání, spalování paliva, oxidaci různých látek v živých organismech a oxidaci anorganických látek vyskytujících se v přírodě. Při technologických procesech, jako je například tavení oceli, se spotřebovává velké množství kyslíku.

Cyklus kyslíku v přírodě lze znázornit jako diagram:

Kyslík- prvek skupiny VI, hlavní podskupina, 2 období periodického systému D.I. Mendělejev
Prvek kyslík tvoří v přírodě dvě alotropní modifikace: kyslík O2 a ozon O3
Jev existence chemického prvku ve formě několika jednoduchých látek se nazývá alotropie
Jednoduché látky se nazývají alotropní modifikace
Kyslík a ozón mají různé fyzikální vlastnosti
Kyslík- bezbarvý plyn, bez zápachu, chuti, prakticky nerozpustný ve vodě, při teplotě -183 °C kondenzuje na světle modrou kapalinu. Při -218°C krystalizuje ve formě modrých krystalů
Ozón- modrý plyn se štiplavým zápachem. Necháme dobře rozpustit ve vodě. Při -112°С kondenzuje do fialové kapaliny, krystalizuje jako tmavě fialové, téměř černé krystaly, při -197°С
Kapalný kyslík, ozón a další plyny jsou skladovány v Dewarových baňkách

Kyslík (lat. Oxygenium), O, chemický prvek VI. skupiny periodického systému Mendělejeva; atomové číslo 8, atomová hmotnost 15,9994. Za normálních podmínek je kyslík bezbarvý plyn bez zápachu a chuti. Těžko jmenovat další prvek, který by na naší planetě hrál takovou roli. důležitá role jako kyslík.

Historický odkaz. Procesy spalování a dýchání přitahovaly pozornost vědců již dlouho. První náznaky, že ne všechen vzduch, ale pouze jeho „aktivní“ část podporuje spalování, byly nalezeny v čínských rukopisech z 8. století. Mnohem později Leonardo da Vinci (1452-1519) považoval vzduch za směs dvou plynů, z nichž pouze jeden se spotřebovává při spalování a dýchání. Ke konečnému objevu dvou hlavních složek vzduchu – dusíku a kyslíku, který učinil éru ve vědě, došlo až na konci 18. století. Kyslík získávali téměř současně K. Scheele (1769-70) kalcinací ledku (KNO3, NaNO3), oxidu manganičitého MnO2 a dalších látek a J. Priestley (1774) ohřevem červeného olova Pb3O4 a oxidu rtuťnatého HgO. V roce 1772 objevil D. Rutherford dusík. V roce 1775 A. Lavoisier po kvantitativní analýze vzduchu zjistil, že se „skládá ze dvou (plynů) odlišné a takříkajíc opačné povahy“, tedy z kyslíku a dusíku. Na základě širokého experimentální studie Lavoisier správně vysvětlil spalování a dýchání jako procesy interakce mezi látkami a kyslíkem. Vzhledem k tomu, že kyslík je součástí kyselin, Lavoisier jej nazval kyslíkem, tedy „vytvářečem kyselin“ (z řeckého oxys – kyselý a gennao – rodím; odtud ruský název „kyslík“).

Distribuce kyslíku v přírodě. Kyslík je nejběžnějším chemickým prvkem na Zemi. Vázaný kyslík tvoří asi 6/7 hmotnosti vodního obalu Země – hydrosféra (85,82 % hm.), téměř polovina litosféry (47 % hm.), a to pouze v atmosféře, kde je kyslík ve volném zaujímá druhé místo (23,15 % hmotnosti) po dusíku.

Kyslík je také na prvním místě, pokud jde o počet minerálů, které tvoří (1364); Z minerálů obsahujících kyslík převládají silikáty (živce, slídy a další), křemen, oxidy železa, uhličitany a sírany. V živých organismech v průměru asi 70 % kyslíku; je součástí většiny nejdůležitějších organických sloučenin (bílkoviny, tuky, sacharidy atd.) a ve složení anorganických sloučenin kostry. Úloha volného kyslíku v biochemických a fyziologických procesech, zejména při dýchání, je mimořádně důležitá. S výjimkou některých anaerobních mikroorganismů získávají všichni živočichové a rostliny energii nezbytnou pro svou životní činnost biologickou oxidací různých látek pomocí kyslíku.

Celá hmota volného kyslíku Země vznikla a je zachována díky životně důležité činnosti zelených rostlin na souši a ve Světovém oceánu, které uvolňují kyslík v procesu fotosyntézy. Na povrch Země kde probíhá fotosyntéza a převažuje volný kyslík, vznikají prudce oxidační podmínky. Naopak v magmatu, stejně jako v hlubokých horizontech podzemních vod, v bahnech moří a jezer, v bažinách, kde chybí volný kyslík, vzniká redukční prostředí. Oxidačně-redukční procesy zahrnující kyslík určují koncentraci mnoha prvků a tvorbu minerálních ložisek – uhlí, ropu, síru, železné rudy, měď atd. Změny v cyklu kyslíku jsou zavedeny ekonomická aktivita osoba. V některých průmyslové země při spalování paliva se spotřebuje více kyslíku, než ho uvolní rostliny při fotosyntéze. Celkově se na světě ročně spotřebuje na spalování paliva asi 9·109 tun kyslíku.

Izotopy, atom a molekula kyslíku. Kyslík má tři stabilní izotopy: 16O, 17O a 18O, jejichž průměrný obsah je 99,759 %, 0,037 % a 0,204 % celkový počet atomy kyslíku na zemi. Ostrá převaha nejlehčího z nich, 16O, ve směsi izotopů je způsobena tím, že jádro atomu 16O se skládá z 8 protonů a 8 neutronů. A taková jádra, jak vyplývá z teorie atomové jádro, jsou obzvláště stabilní.

V souladu s pozicí kyslíku v periodickém systému prvků Mendělejeva jsou elektrony atomu kyslíku umístěny na dvou obalech: 2 - na vnitřním a 6 - na vnějším (konfigurace 1s22s22p4). Protože vnější obal atomu kyslíku není naplněn a ionizační potenciál a elektronová afinita jsou 13,61 a 1,46 eV, atom kyslíku v chemických sloučeninách obvykle získává elektrony a má negativní efektivní náboj. Naopak jsou extrémně vzácné sloučeniny, ve kterých jsou elektrony oddělovány (přesněji odtahovány) od atomu kyslíku (jako např. F2O, F2O3). Dříve, pouze na základě polohy kyslíku v periodickém systému, byl atomu kyslíku v oxidech a ve většině ostatních sloučenin přiřazen záporný náboj (-2). Jak však ukazují experimentální data, iont O2 - neexistuje ani ve volném stavu, ani ve sloučeninách a negativní efektivní náboj atomu kyslíku téměř nikdy výrazně nepřekračuje jednotu.

Za normálních podmínek je molekula kyslíku dvouatomová (O2); v tichém elektrickém výboji vzniká i tříatomová molekula O3, ozón; při vysokých tlacích se molekuly O4 nacházejí v malých množstvích. Elektronická struktura O O2 je teoreticky velký zájem. V základním stavu má molekula O2 dva nepárové elektrony; „obyčejná“ klasika strukturní vzorec O=O se dvěma dvouelektronovými vazbami. Vyčerpávající vysvětlení této skutečnosti je uvedeno v rámci teorie molekulární orbitaly. Ionizační energie molekuly kyslíku (O2 - e > O2+) je 12,2 eV a elektronová afinita (O2 + e > O2-) je 0,94 eV. Disociace molekulárního kyslíku na atomy při běžné teplotě je zanedbatelná, projeví se až při 1500°C; při 5000 °C jsou molekuly kyslíku téměř úplně disociovány na atomy.

Fyzikální vlastnosti kyslíku. Kyslík je bezbarvý plyn, který kondenzuje při -182,9 °C a normálním tlaku na světle modrou kapalinu, která při -218,7 °C tuhne za vzniku modrých krystalů. Hustota plynného kyslíku (při 0°C a normálním tlaku) je 1,42897 g/l. Kritická teplota kyslíku je poměrně nízká (Tcrit = -118,84°C), tedy nižší než u Cl2, CO2, SO2 a některých dalších plynů; Tkrit = 4,97 MN/m2 (49,71 atm). Tepelná vodivost (při 0°C) 23,86 10-3 W/(m K). Molární tepelná kapacita (při 0 °C) v j/(mol K) Cp = 28,9, Cv = 20,5, Cp/Cv = 1,403. Dielektrická konstanta plynného kyslíku je 1,000547 (0°C), kapalného 1,491. Viskozita 189 mpoise (0 °C). Kyslík je mírně rozpustný ve vodě: při 20 °C a 1 atm se 0,031 m 3 rozpustí v 1 m 3 vody a při 0 °C - 0,049 m 3 kyslíku. Dobré pevné absorbéry kyslíku jsou platinová čerň a aktivní uhlí.

Chemické vlastnosti kyslíku. Kyslík se tvoří chemické sloučeniny se všemi prvky kromě lehkých inertních plynů. Být nejaktivnějším (po fluoru) nekovem, kyslík interaguje přímo s většinou prvků; výjimkou jsou těžké inertní plyny, halogeny, zlato a platina; jejich sloučeniny s kyslíkem se získávají nepřímo. Téměř všechny reakce kyslíku s jinými látkami - oxidační reakce jsou exotermické, to znamená, že jsou doprovázeny uvolňováním energie. Kyslík reaguje s vodíkem za běžných teplot extrémně pomalu, nad 550°C tato reakce probíhá explozí 2H2 + O2 = 2H2O.

Kyslík za normálních podmínek velmi pomalu reaguje se sírou, uhlíkem, dusíkem a fosforem. Se zvýšením teploty se rychlost reakce zvyšuje a při určité teplotě vznícení charakteristické pro každý prvek začíná spalování. Reakce dusíku s kyslíkem je díky speciální síle molekuly N2 endotermická a projeví se až při teplotě nad 1200 °C nebo při elektrickém výboji: N2 + O2 = 2NO. Kyslík aktivně oxiduje téměř všechny kovy, zejména alkalické kovy a kovy alkalických zemin. Aktivita interakce kovu s kyslíkem závisí na mnoha faktorech - stavu povrchu kovu, stupni broušení, přítomnosti nečistot.

V procesu interakce látky s kyslíkem je role vody mimořádně důležitá. Například ani tak aktivní kov, jako je draslík, nereaguje s kyslíkem zcela zbaveným vlhkosti, ale vznítí se v kyslíku při běžné teplotě v přítomnosti i zanedbatelného množství vodní páry. Odhaduje se, že až 10 % veškerého vyrobeného kovu se ročně ztratí v důsledku koroze.

Oxidy některých kovů přidáním kyslíku tvoří peroxidové sloučeniny obsahující 2 nebo více atomů kyslíku vázaných na sebe. Mezi peroxidy Na2O2 a BaO2 tedy patří peroxidový iont O22-, superoxidy NaO2 a KO2 - iont O2- a ozonidy NaO3, KO3, RbO3 a CsO3 - iont O3- Kyslík exotermicky interaguje s mnoha komplexními látkami. Amoniak tedy hoří v kyslíku v nepřítomnosti katalyzátorů, reakce probíhá podle rovnice: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O. Oxidací amoniaku kyslíkem v přítomnosti katalyzátoru vzniká NO (tento proces se používá k získání kyselina dusičná). Zvláštní význam má spalování uhlovodíků (zemní plyn, benzín, petrolej) - nejdůležitější zdroj teplo v každodenním životě a průmyslu, například CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O. Interakce uhlovodíků s kyslíkem je základem mnoha nejdůležitějších výrobních procesů – takovým je například tzv. přeměna metanu na vodík: 2CH4 + O2 + 2H2O = 2CO2 + 6H2. Mnoho organických sloučenin (uhlovodíky s dvojnými nebo trojnými vazbami, aldehydy, fenoly, ale i terpentýn, sušicí oleje a další) aktivně přidává kyslík. Oxidace živin v buňkách kyslíkem slouží jako zdroj energie pro živé organismy.

Získávání kyslíku. Existují 3 hlavní způsoby získávání kyslíku: chemický, elektrolýza (elektrolýza vody) a fyzikální (separace vzduchu).

Chemická metoda byla vynalezena dříve než ostatní. Kyslík lze získat např. z Bertoletovy soli KClOz, která se zahříváním rozkládá a uvolňuje O2 v množství 0,27 m 3 na 1 kg soli. Oxid barnatý BaO při zahřátí na 540 °C nejprve absorbuje kyslík ze vzduchu za vzniku peroxidu BaO2 a při následném zahřátí na 870 °C se BaO2 rozloží a uvolní čistý kyslík. Lze jej také získat z KMnO4, Ca2PbO4, K2Cr2O7 a dalších látek zahřátím a přidáním katalyzátorů. Chemický způsob získávání kyslíku je neefektivní a drahý, nemá průmyslový význam a používá se pouze v laboratorní praxi.

Metoda elektrolýzy spočívá v průchodu konstantou elektrický proud přes vodu, do které se přidává roztok hydroxidu sodného NaOH pro zvýšení její elektrické vodivosti. V tomto případě se voda rozkládá na kyslík a vodík. V blízkosti kladné elektrody článku se shromažďuje kyslík a v blízkosti záporné elektrody vodík. Tímto způsobem se získává kyslík jako vedlejší produkt při výrobě vodíku. Na získání 2 m3 vodíku a 1 m3 kyslíku se spotřebuje 12-15 kWh elektřiny.

Separace vzduchu je hlavním způsobem získávání kyslíku v moderní technologii. Je velmi obtížné provádět separaci vzduchu v normálním plynném stavu, proto je vzduch nejprve zkapalněn a teprve poté rozdělen na jeho složky. Tento způsob získávání kyslíku se nazývá separace vzduchu hlubokým chlazením. Vzduch je nejprve stlačen kompresorem, poté po průchodu výměníky tepla expanduje v expanzním stroji nebo škrticím ventilu, čímž se ochladí na teplotu 93 K (-180 ° C) a mění se v kapalný vzduch. Další separace kapalného vzduchu, který se skládá převážně z kapalného dusíku a kapalného kyslíku, je založena na rozdílu teplot varu jeho složek [Var O2 90,18 K (-182,9°C), N2 Vař 77,36 K (-195,8° S) ]. Postupným odpařováním kapalného vzduchu se nejprve odpaří dusík a zbývající kapalina se stále více obohacuje o kyslík. Mnohonásobným opakováním tohoto procesu na destilačních patrech vzduchových separačních kolon se získá kapalný kyslík požadované čistoty (koncentrace). SSSR vyrábí malé (několik litrů) a největší světové závody na separaci kyslíku a vzduchu (35 000 m 3 /h kyslíku). Tyto jednotky vyrábějí technologický Kyslík o koncentraci 95-98,5 %, technický Kyslík s koncentrací 99,2-99,9 % a čistší, medicinální Kyslík, výdej produktů v kapalné a plynné formě. Spotřeba elektrické energie je od 0,41 do 1,6 kWh/m3.

Kyslík lze získat i separací vzduchu metodou selektivní penetrace (difúze) membránovými přepážkami. Vzduch pod vysokým tlakem prochází fluoroplastovými, skleněnými nebo plastovými přepážkami, jejichž strukturní mřížka je schopna propustit molekuly některých složek a jiné zadržet.

Plynný kyslík je skladován a přepravován v ocelových lahvích a jímacích nádobách pod tlakem 15 a 42 MN/m2 (resp. 150 a 420 bar, resp. 150 a 420 atm), kapalný kyslík v kovových Dewarových nádobách nebo ve speciálních cisternách. K přepravě kapalného a plynného kyslíku se také používají speciální potrubí. Kyslíkové lahve jsou natřeny modrou barvou a mají černý nápis „kyslík“.

Použití kyslíku. Technický kyslík se používá v procesech plamenného zpracování kovů, při svařování, řezání kyslíkem, povrchovém kalení, metalizaci a dalších, dále v letectví, na ponorkách a podobně. Technologický kyslík se využívá v chemickém průmyslu při výrobě umělých kapalných paliv, mazacích olejů, kyseliny dusičné a sírové, metanolu, čpavku a čpavkových hnojiv, peroxidů kovů a dalších chemických produktů. Kapalný kyslík se používá při tryskání, v proudových motorech a v laboratorní praxi jako chladivo.

Čistý kyslík uzavřený v lahvích se používá k dýchání ve velkých výškách, při letech do vesmíru, při potápění atd. .P.

Kyslík je široce používán v metalurgii k zintenzivnění řady pyrometalurgických procesů. Úplná nebo částečná náhrada vzduchu vstupujícího do metalurgických jednotek kyslíkem změnila chemii procesů, jejich tepelné parametry a technicko-ekonomické ukazatele. Kyslíkový nápor umožnil snížit tepelné ztráty vystupujícími plyny, z nichž významnou část při náletu tvořil dusík. Neúčastnit se významně chemické procesy dusík zpomalil průběh reakcí a snížil koncentraci aktivních činidel v redoxním médiu. Při proplachování kyslíkem se snižuje spotřeba paliva, zlepšuje se kvalita kovu, v metalurgických jednotkách je možné získat nové typy produktů (například strusky a plyny neobvyklého složení pro tento proces, které nacházejí speciální technické aplikace ), atd.

První pokusy s využitím kyslíkem obohaceného otřesu ve vysokopecní výrobě pro tavení surového železa a feromanganu byly prováděny současně v SSSR a Německu v letech 1932-33. Zvýšený obsah Kyslík ve vysokopecním vzduchu je doprovázen velkým snížením jeho spotřeby, zatímco obsah oxidu uhelnatého ve vysokopecním plynu se zvyšuje a jeho výhřevnost se zvyšuje. Obohacení foukaného vzduchu kyslíkem umožňuje zvýšit produktivitu vysoké pece a v kombinaci s plynným a kapalným palivem přiváděným do nístěje vede ke snížení spotřeby koksu. V tomto případě se s každým dalším procentem kyslíku ve výbuchu zvýší produktivita asi o 2,5 % a spotřeba koksu se sníží o 1 %.

Kyslík při výrobě na otevřeném ohni v SSSR byl poprvé použit k zintenzivnění spalování paliva (v průmyslovém měřítku byl k tomuto účelu poprvé použit kyslík v závodech Sickle and Hammer a Krasnoye Sormovo v letech 1932-33). V roce 1933 začali vhánět kyslík přímo do kapalné lázně, aby během dokončovacího období oxidovaly nečistoty. Se zvýšením intenzity foukání taveniny o 1 m 3 /t za 1 hodinu se produktivita pece zvyšuje o 5-10%, spotřeba paliva se snižuje o 4-5%. Foukání však zvyšuje ztrátu kovu. Při spotřebě kyslíku do 10 m 3 /t za 1 hodinu se výtěžnost oceli mírně snižuje (až o 1 %). Kyslík je stále více rozšířen ve výrobě v otevřeném ohništi. Jestliže se tedy v roce 1965 při použití kyslíku v otevřených pecích vytavilo 52,1 % oceli, tak v roce 1970 to bylo již 71 %.

Experimenty s použitím kyslíku v elektrických pecích na tavení oceli v SSSR začaly v roce 1946 v závodě Elektrostal. Zavedení kyslíkového dmýchání umožnilo zvýšit produktivitu pecí o 25–30 %, snížit měrnou spotřebu energie o 20–30 %, zlepšit kvalitu oceli a snížit spotřebu elektrod a některých nedostatkových legovacích přísad. Přívod kyslíku do elektrických pecí se osvědčil zejména při výrobě nerezových ocelí s nízkým obsahem uhlíku, jejichž tavení je velmi obtížné kvůli nauhličovacímu účinku elektrod. Podíl elektrooceli vyrobené v SSSR za použití kyslíku neustále rostl av roce 1970 činil 74,6 % z celkové výroby oceli.

Při tavení kuplovny se kyslíkem obohacený tryskáč používá především pro vysoké přehřívání litiny, které je nezbytné při výrobě kvalitních, zejména vysoce legovaných odlitků (křemík, chrom apod.). V závislosti na stupni obohacení kopule kyslíkem se spotřeba paliva sníží o 30-50 %, obsah síry v kovu se sníží o 30-40 %, produktivita kuplovny se zvýší o 80-100 % a teplota z ní vyrobené litiny se výrazně zvyšuje (až na 1500 °C).

Kyslík v metalurgii neželezných kovů se rozšířil o něco později než v hutnictví želez. Kyslíkem obohacené tryskání se používá při přeměně kamínku, v procesech sublimace strusky, walezace, aglomerace a při reflexním tavení měděných koncentrátů. Při výrobě olova, mědi a niklu zintenzivnil kyslíkový výbuch procesy důlní tavby, umožnil snížit spotřebu koksu o 10-20 %, zvýšit penetraci o 15-20 % a snížit množství tavidel v některých případech o 2-3 časy. Obohacení proudu vzduchu kyslíkem až o 30 % při pražení koncentrátů sulfidu zinečnatého zvýšilo produktivitu procesu o 70 % a snížilo objem výfukových plynů o 30 %.

vlastnost izotopu kyslíkového prvku