Kyslík má vysokú chemickú aktivitu. Mnoho látok reaguje s kyslíkom pri izbovej teplote. Takže napríklad čerstvý rez jablka rýchlo získa hnedú farbu, je to spôsobené chemickými reakciami medzi organickými látkami obsiahnutými v jablku a kyslíkom obsiahnutým vo vzduchu.
S jednoduchými látkami kyslík spravidla reaguje pri zahrievaní. Kúsok uhlia vložíme do kovovej lyžice na horiace látky, rozžeravíme ho v plameni liehovej lampy a spustíme do nádoby s kyslíkom. Pozorujeme jasné spaľovanie uhlia v kyslíku. Uhlie je jednoduchá látka tvorená prvkom uhlík. Reakciou kyslíka s uhlíkom vzniká oxid uhličitý:
C + O2 = C02
Stojí za zmienku, že mnohé chemikálie majú triviálne názvy. Oxid uhličitý je triviálny názov látky. Používajú sa triviálne názvy látok v Každodenný život, z ktorých mnohé sú staroveké. Napríklad sóda bikarbóna, Bertolet soľ. Každá chemická látka má však aj systematický chemický názov, ktorého zostavovanie upravujú medzinárodné pravidlá – systematická chemická nomenklatúra. Oxid uhličitý má teda systematický názov oxid uhoľnatý (IV).
Oxid uhličitý je komplexná látka, binárna zlúčenina, ktorá obsahuje kyslík.
Do lyžice na horiace látky dáme síru a zahrejeme. Síra sa topí, potom sa zapáli. Vo vzduchu horí síra bledým, takmer nepostrehnuteľným modrým plameňom. Do nádoby s kyslíkom zavádzame síru - síra horí jasne modrým plameňom. Pri reakcii síry s kyslíkom vzniká oxid siričitý:
S + O2 = S02
Oxid siričitý, podobne ako oxid uhličitý, patrí do skupiny oxidov. Je to oxid sírový(IV) je bezfarebný plyn so štipľavým štipľavým zápachom.
Teraz pridajme zapálený červený fosfor do nádoby s kyslíkom. Fosfor horí jasným, oslnivým plameňom. Nádoba je naplnená bielym dymom. Biely dym je produkt reakcie, jemné častice oxid fosforečný (V):
4P + 502 = 2P205
V kyslíku môžu horieť nielen nekovy. Kovy tiež intenzívne interagujú s kyslíkom. Napríklad horčík horí v kyslíku a na vzduchu oslnivým bielym plameňom. Reakčným produktom je oxid horečnatý:
2Mg + O2 = 2MgO
Skúsme spáliť železo v kyslíku. Oceľový drôt zohrejeme v plameni alkoholovej lampy a rýchlo ho spustíme do nádoby s kyslíkom. Železo horí v kyslíku a vytvára veľa iskier. Látka, ktorá je výsledkom reakcie, sa nazýva oxid železa:
3Fe + 202 = Fe304.
Snopy iskier vznikajúce pri horení bengálskeho ohňa sa vysvetľujú spaľovaním železného prášku, ktorý je súčasťou týchto pyrotechnických výrobkov.
Po zvážení reakcií možno vyvodiť dôležité závery: kyslík reaguje s kovmi aj nekovmi; často sú tieto reakcie sprevádzané spaľovaním látok. Produkty reakcie kyslíka s jednoduchými látkami sú oxidy.
Upozorňujeme, že pri interakcii kyslíka s jednoduchými látkami - kovmi a nekovmi vznikajú zložité látky - oxidy. Tento typ chemickej reakcie sa nazýva spojovacie reakcie.
Reakcia pripojenia - reakcia, pri ktorej vznikajú dve alebo viac menej zložitých látok, v dôsledku čoho vznikajú zložitejšie látky
Interakcia kyslíka s komplexnými látkami
Kyslík je schopný reagovať s komplexnými látkami. Ako príklad zvážte reakciu, ku ktorej dochádza pri spaľovaní plynu pre domácnosť, ktorý pozostáva z metán CH4.
Podľa spaľovania metánu v horáku pece možno usudzovať, že reakcia prebieha s uvoľňovaním energie vo forme tepla a svetla. Aké sú produkty tejto reakcie?
CH4 + 202 = C02 + 2H20.
Reakčnými produktmi sú oxidy: oxid uhličitý (IV) a voda (oxid vodíka).
Reakciou kyslíka s minerálom pyritom FeS2 (dôležitý minerál železa a síry) vznikajú oxidy síry a železa. Reakcia nastáva pri zahrievaní:
4FeS2 + 1102 = 8SO2 + 2Fe203
Oxidácia – spaľovanie a pomalá oxidácia
Spaľovanie- toto je prvé chemická reakciaže sa daná osoba stretla. Oheň... Je možné si predstaviť našu existenciu bez ohňa? Vstúpil do nášho života, stal sa od neho neoddeliteľným. Bez ohňa človek nemôže variť jedlo, oceľ, bez neho nie je možná preprava. Oheň sa stal našim priateľom a spojencom, symbolom slávnych činov, dobrých skutkov, spomienkou na minulosť.
Z chemického hľadiska horenie- Ide o chemickú reakciu sprevádzanú uvoľňovaním prúdu horúcich plynov a energie vo forme tepla a svetla. Môžeme povedať, že kyslík, ktorý reaguje s jednoduchými látkami, ich oxiduje:
Jednoduchá látka + Oxidácia kyslíkom → Produkty oxidácie (oxidy) + Energia.
Oxidácia látok nesmie byť sprevádzaná horením, to znamená uvoľnením plameňa. Takéto procesy sa nazývajú pomalá oxidácia. Pomalá oxidácia je proces postupnej interakcie látok s kyslíkom, s pomalým uvoľňovaním tepla, nesprevádzaný horením. Takže napríklad oxid uhličitý vzniká nielen pri spaľovaní uhlíka v kyslíku, ale aj pri pomalej oxidácii organickej hmoty vzdušný kyslík (hnitie, rozklad).
- Pri reakcii jednoduchých látok s kyslíkom oxidy
- Reakcie jednoduchých látok s kyslíkom prebiehajú spravidla pri zahrievaní
- Reakcie jednoduchých látok s kyslíkom sú zložené reakcie
- Triviálne mená chemických látok neodrážajú chemické zloženie látok, používajú sa v každodennej praxi, mnohé z nich sa vyvíjali historicky
- Systematické názvy chemikálií odrážajú chemické zloženie látky, zodpovedajú medzinárodnej systematickej nomenklatúre
- Reakcia pripojenia- reakcia, pri ktorej z dvoch alebo viacerých menej zložitých látok vznikajú zložitejšie látky
- Kyslík je schopný reagovať s komplexnými látkami
- Spaľovanie- chemická reakcia sprevádzaná uvoľňovaním energie vo forme tepla a svetla
- pomalá oxidácia- proces postupnej interakcie látok s kyslíkom, s pomalým uvoľňovaním tepla, nesprevádzaný horením
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 dnu zemská kôra 47 % hmotn.; v hydrosfére 85,82 % hmotn.; v atmosfére 20,95 % obj.
Najbežnejší prvok.
Formy nájdenia prvku: a) vo voľnej forme - O 2, O 3;
b) vo viazanej forme: O 2- anióny (hlavne)
Kyslík je typický nekovový, p-prvok. Valencia = II; oxidačný stav -2 (okrem H 2 O 2, OF 2, O 2 F 2)
Fyzikálne vlastnosti O2
Molekulárny kyslík O 2 at normálnych podmienkach je v plynnom stave, nemá farbu, vôňu a chuť, málo rozpustný vo vode. Pri hlbokom ochladzovaní pod tlakom kondenzuje na svetlomodrú kvapalinu (Tbp - 183 ° C), ktorá sa pri -219 ° C mení na kryštály modrej - modrá farba.
Ako získať
1. Kyslík vzniká v prírode v procese fotosyntézy mCO 2 + nH 2 O → mO 2 + Cm (H 2 O) n
2. Priemyselná výroba
a) usmernenie kvapalného vzduchu (oddelenie od N 2);
b) elektrolýza vody: 2H20 -> 2H2 + O2
3. V laboratóriu sa získavajú tepelným redoxným rozkladom solí:
a) 2KS103 \u003d 302 + 2KCI
b) 2KMnO4 \u003d O2 + MnO2 + K2MnO4
c) 2KN03 \u003d O2 + 2KN02
d) 2Cu (N03)02 \u003d O2 + 4N02 + 2CuO
e) 2AgN03 \u003d O2 + 2N02 + 2Ag
4. V hermeticky uzavretých miestnostiach a v autonómnych dýchacích prístrojoch sa kyslík získava reakciou:
2Na202 + 2СO2 \u003d O2 + 2Na2CO3
Chemické vlastnosti kyslíka
Kyslík je silné oxidačné činidlo. Z hľadiska chemickej aktivity je na druhom mieste za fluórom. Tvorí zlúčeniny so všetkými prvkami okrem He, Ne a Ag. Reaguje priamo s väčšinou jednoduchých látok za normálnych podmienok alebo pri zahrievaní, ako aj v prítomnosti katalyzátorov (s výnimkou Au, Pt, Hal 2, vzácnych plynov). Reakcie zahŕňajúce O2 sú vo väčšine prípadov exotermické, často prebiehajú v režime spaľovania, niekedy pri výbuchu. V dôsledku reakcií vznikajú zlúčeniny, v ktorých majú atómy kyslíka spravidla C.O. -2:
Oxidácia alkalických kovov
4Li + O2 = 2Li20 oxid lítny
2Na + O2 \u003d Na202 peroxid sodný
K + O2 \u003d KO2 superoxid draselný
Oxidácia všetkých kovov okrem Au, Pt
Me + O 2 = Me x O y oxidy
Oxidácia nekovov okrem halogénov a vzácnych plynov
N2 + O2 \u003d 2NO - Q
S + O2 \u003d S02;
C + O2 \u003d C02;
4P + 502 \u003d 2P20 5
Si + O2 \u003d Si02
Oxidácia zlúčeniny vodíka nekovy a kovy
4HI + 02 \u003d 2I2 + 2H20
2H2S + 3O2 \u003d 2S02 + 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
MeH x + 302 \u003d Me x Oy + H20
Oxidácia nižších oxidov a hydroxidov viacmocných kovov a nekovov
4FeO + O2 \u003d 2Fe203
4Fe(OH)2 + O2 + 2H20 = 4Fe(OH)3
2S02 + 02 = 2S03
4NO2 + O2 + 2H20 \u003d 4HNO3
Oxidácia sulfidov kovov
4FeS 2 + 11О 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 О 3
Oxidácia organických látok
Všetky Organické zlúčeniny horieť pri oxidácii vzdušným kyslíkom.
Produkty oxidácie rôznych prvkov obsiahnutých v ich molekulách sú:
Okrem reakcií úplnej oxidácie (spaľovanie) sú možné aj čiastočné oxidačné reakcie.
Príklady reakcií neúplnej oxidácie organických látok:
1) katalytická oxidácia alkánov
2) katalytická oxidácia alkénov
3) oxidácia alkoholov
2R-CH20H + 02 -> 2RCOH + 2H20
4) oxidácia aldehydov
Ozón
Ozón O 3 je silnejšie oxidačné činidlo ako O 2, pretože počas reakcie sa jeho molekuly rozkladajú za vzniku atómového kyslíka.
Čistý O 3 je modrý plyn, veľmi toxický.
K + O 3 \u003d KO 3 ozonid draselný, červený.
PbS + 2O3 \u003d PbSO4 + O2
2KI + O3 + H20 \u003d I2 + 2KOH + O2
Posledná uvedená reakcia sa používa na kvalitatívne a kvantitatívne stanovenie ozónu.
Ministerstvo školstva a vedy Ruskej federácie
"KYSLÍK"
Dokončené:
Skontrolované:
Všeobecné vlastnosti kyslíka.
KYSLÍK (lat. Oxygenium), O (čítaj "o"), chemický prvok s atómovým číslom 8, atómová hmotnosť 15,9994. IN periodický systém prvkov Mendelejevovho kyslíka sa nachádza v druhom období v skupine VIA.
Prírodný kyslík pozostáva zo zmesi troch stabilných nuklidov s hmotnostnými číslami 16 (v zmesi dominuje, je to 99,759 % hm.), 17 (0,037 %) a 18 (0,204 %). Polomer neutrálneho atómu kyslíka je 0,066 nm. Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy neutrálneho neexcitovaného atómu kyslíka je 2s2р4. Energie sekvenčnej ionizácie atómu kyslíka sú 13,61819 a 35,118 eV, elektrónová afinita je 1,467 eV. Polomer iónu O 2 má rôzne koordinačné čísla od 0,121 nm (koordinačné číslo 2) do 0,128 nm (koordinačné číslo 8). V zlúčeninách vykazuje oxidačný stav -2 (valencia II) a menej často -1 (valencia I). Podľa Paulingovej stupnice je elektronegativita kyslíka 3,5 (druhé miesto medzi nekovmi po fluóre).
Vo svojej voľnej forme je kyslík bezfarebný plyn bez zápachu a chuti.
Vlastnosti štruktúry molekuly O 2: atmosférický kyslík pozostáva z dvojatómových molekúl. Medziatómová vzdialenosť v molekule O2 je 0,12074 nm. Molekulový kyslík (plynný a kvapalný) je paramagnetická látka, v každej molekule O 2 sú 2 nepárový elektrón. Túto skutočnosť možno vysvetliť tým, že každý z dvoch antiväzbových orbitálov v molekule obsahuje jeden nepárový elektrón.
Energia disociácie molekuly O 2 na atómy je pomerne vysoká a dosahuje 493,57 kJ/mol.
Fyzické a Chemické vlastnosti
Fyzikálne a chemické vlastnosti: vo voľnej forme sa vyskytuje vo forme dvoch modifikácií O 2 („obyčajný“ kyslík) a O 3 (ozón). O 2 je bezfarebný plyn bez zápachu. O normálnych podmienkach hustota plynného kyslíka 1,42897 kg/m 3 . Teplota varu kvapalného kyslíka (kvapalina je modrá) je -182,9°C. Pri teplotách od –218,7°C do –229,4°C je tuhý kyslík s kubickou mriežkou (-modifikácia), pri teplotách od –229,4°C do –249,3°C - modifikácia s hexagonálnou mriežkou a pri teplotách pod -249,3 ° C - kubický - modifikácia. Ďalšie modifikácie tuhého kyslíka boli tiež získané pri zvýšenom tlaku a nízkych teplotách.
Pri 20 °C je rozpustnosť plynu O2: 3,1 ml na 100 ml vody, 22 ml na 100 ml etanolu, 23,1 ml na 100 ml acetónu. Existujú organické kvapaliny obsahujúce fluór (napríklad perfluórbutyltetrahydrofurán), v ktorých je rozpustnosť kyslíka oveľa vyššia.
Vysoká pevnosť chemická väzba medzi atómami v molekule O2 vedie k tomu, že pri izbovej teplote je plynný kyslík chemicky skôr neaktívny. V prírode pomaly vstupuje do premien počas procesov rozkladu. Okrem toho je kyslík pri izbovej teplote schopný reagovať s krvným hemoglobínom (presnejšie s hemovým železom II), čo zabezpečuje prenos kyslíka z dýchacej sústavy do iných orgánov.
Kyslík reaguje s mnohými látkami bez zahrievania, napríklad s alkalickými a kovy alkalických zemín(vznikajú zodpovedajúce oxidy ako Li 2 O, CaO atď., peroxidy Na 2 O2, BaO 2 atď. a superoxidy ako KO 2, RbO 2 atď.), spôsobuje tvorbu hrdze na povrchu výrobky z ocele. Bez zahrievania kyslík reaguje s bielym fosforom, s niektorými aldehydmi a inými organickými látkami.
Pri malom zahriatí sa chemická aktivita kyslíka dramaticky zvyšuje. Pri zapálení explozívne reaguje s vodíkom, metánom, inými horľavými plynmi, Vysoké číslo jednoduché a zložité látky. Je známe, že pri zahrievaní v kyslíkovej atmosfére alebo na vzduchu dochádza k vyhoreniu mnohých jednoduchých a zložitých látok a vytvárajú sa rôzne oxidy, napríklad:
S + O2 \u003d S02; C + O2 \u003d CO2
4Fe + 302 \u003d 2Fe203; 2Cu + O2 \u003d 2CuO
4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20; 2H2S + 3O2 \u003d 2H20 + 2SO2
Ak sa zmes kyslíka a vodíka skladuje v sklenenej nádobe pri izbovej teplote, dochádza k exotermickej reakcii tvorby vody
2H 2 + O 2 \u003d 2 H 2 O + 571 kJ
prebieha extrémne pomaly; podľa výpočtu by sa prvé kvapôčky vody mali objaviť v nádobe asi za milión rokov. Keď sa však platina alebo paládium (ktoré zohrávajú úlohu katalyzátora) zavedie do nádoby so zmesou týchto plynov, ako aj po zapálení, reakcia pokračuje výbuchom.
Kyslík reaguje s dusíkom N2 buď pri vysokej teplote (asi 1500-2000°C) alebo prechodom elektrického výboja cez zmes dusíka a kyslíka. Za týchto podmienok sa oxid dusnatý (II) tvorí reverzibilne:
N2 + O2 \u003d 2NO
Výsledný NO potom reaguje s kyslíkom za vzniku hnedého plynu (oxid dusičitý):
2NO + 02 = 2N02
Z nekovov kyslík za žiadnych okolností priamo neinteraguje s halogénmi, z kovov - s ušľachtilými kovmi - striebro, zlato, platina atď.
Binárne zlúčeniny kyslíka, v ktorých je oxidačný stav atómov kyslíka -2, sa nazývajú oxidy (predtým názov je oxidy). Príklady oxidov: oxid uhoľnatý (IV) CO 2, oxid sírový (VI) SO 3, oxid meďnatý (I) Cu 2 O, oxid hlinitý Al 2 O 3, oxid mangánu (VII) Mn 2 O 7.
Kyslík tiež vytvára zlúčeniny, v ktorých je jeho oxidačný stav -1. Ide o peroxidy (starý názov je peroxidy), napríklad peroxid vodíka H 2 O 2, peroxid bárnatý BaO 2, peroxid sodný Na 2 O 2 a iné. Tieto zlúčeniny obsahujú peroxidovú skupinu - O - O -. S aktívnym alkalických kovov napríklad s draslíkom môže kyslík vytvárať aj superoxidy, napríklad KO 2 (superoxid draselný), RbO 2 (superoxid rubídia). V superoxidoch je oxidačný stav kyslíka -1/2. Je možné poznamenať, že superoxidové vzorce sa často píšu ako K204, Rb204 atď.
S najaktívnejším nekovovým fluórom tvorí kyslík zlúčeniny v kladnom oxidačnom stave. Takže v zlúčenine O2F2 je oxidačný stav kyslíka +1 a v zlúčenine O2F - +2. Tieto zlúčeniny nepatria medzi oxidy, ale medzi fluoridy. Fluoridy kyslíka sa môžu syntetizovať len nepriamo, napríklad pôsobením fluóru F 2 na zried. vodné roztoky KON.
História objavov
História objavu kyslíka, podobne ako dusíka, je spojená so štúdiom atmosférického vzduchu, ktoré trvalo niekoľko storočí. To, že vzduch nie je v prírode homogénny, ale obsahuje časti, z ktorých jedna podporuje spaľovanie a dýchanie a druhá nie, vedel už v 8. storočí čínsky alchymista Mao Hoa a neskôr v Európe Leonardo da Vinci. . Anglický prírodovedec R. Hooke v roku 1665 napísal, že vzduch pozostáva z plynu obsiahnutého v ledku, ako aj z neaktívneho plynu, ktorý tvorí väčšinu vzduchu. To, že vzduch obsahuje prvok, ktorý podporuje život, bolo známe mnohým chemikom už v 18. storočí. Švédsky lekárnik a chemik Karl Scheele začal skúmať zloženie vzduchu v roku 1768. Tri roky rozkladal ľadok (KNO 3, NaNO 3) a ďalšie látky zahrievaním a dostával „ohnivý vzduch“, ktorý podporoval dýchanie a spaľovanie. Scheele však publikoval výsledky svojich experimentov až v roku 1777 v knihe „Chemické pojednanie o vzduchu a ohni“. V roku 1774 anglický kňaz a prírodovedec J. Priestley získal plyn podporujúci horenie zahrievaním „spálenej ortuti“ (oxid ortuti HgO). Počas pobytu v Paríži Priestley, ktorý nevedel, že plyn, ktorý dostal, je súčasťou vzduchu, oznámil svoj objav A. Lavoisierovi a ďalším vedcom. V tom čase bol objavený aj dusík. V roku 1775 Lavoisier dospel k záveru, že obyčajný vzduch pozostáva z dvoch plynov – plynu potrebného na dýchanie a podporu horenia a plynu „opačnej povahy“ – dusíka. Lavoisier nazval plyn podporujúci horenie kyslík – „tvoriace kyseliny“ (z gréckeho oxys – kyslý a gennao – rodím; odtiaľ Ruské meno"kyslík"), pretože vtedy veril, že všetky kyseliny obsahujú kyslík. Už dlho je známe, že kyseliny môžu obsahovať kyslík aj anoxické, ale názov, ktorý tomuto prvku dal Lavoisier, zostal nezmenený. Takmer jeden a pol storočia slúžila 1/16 hmotnosti atómu kyslíka ako jednotka na vzájomné porovnávanie hmotností rôznych atómov a používala sa pri numerickej charakterizácii hmotností atómov rôznych prvkov (tzv. -nazývaná kyslíková stupnica atómových hmotností).
Výskyt v prírode: kyslík je najbežnejším prvkom na Zemi, jeho podiel (ako súčasť rôznych zlúčenín, hlavne kremičitanov) tvorí asi 47,4 % hmotnosti pevnej zemskej kôry. Morské a sladkej vody obsahujú obrovské množstvo viazaného kyslíka - 88,8 % (hmotn.), v atmosfére je obsah voľného kyslíka 20,95 % (obj.). Prvok kyslík je súčasťou viac ako 1500 zlúčenín zemskej kôry.
Potvrdenie:
V súčasnosti sa kyslík v priemysle získava separáciou vzduchu pri nízkych teplotách. Najprv je vzduch stlačený kompresorom, pričom sa vzduch ohrieva. Stlačený plyn sa nechá vychladnúť na teplotu miestnosti a potom sa nechá voľne expandovať. Pri expanzii plynu teplota prudko klesá. Ochladený vzduch, ktorého teplota je o niekoľko desiatok stupňov nižšia ako teplota životné prostredie, opäť vystavený kompresii až do 10-15 MPa. Potom sa uvoľnené teplo opäť odoberie. Po niekoľkých cykloch „kompresie-expanzie“ teplota klesne pod bod varu kyslíka aj dusíka. Vzniká kvapalný vzduch, ktorý sa následne podrobí destilácii (destilácii). Bod varu kyslíka (-182,9°C) je o viac ako 10 stupňov vyšší ako bod varu dusíka (-195,8°C). Preto sa z kvapaliny najskôr odparí dusík a vo zvyšku sa hromadí kyslík. Vďaka pomalej (frakčnej) destilácii je možné získať čistý kyslík, v ktorom je obsah dusíkatých nečistôt menší ako 0,1 objemového percenta.
Kyslík je chemický prvok, ktorého vlastnosti budú diskutované v niekoľkých nasledujúcich odsekoch. Obráťme sa na Periodický systém chemických prvkov D.I. Mendelejev. Prvok kyslík sa nachádza v perióde 2, skupine VI, hlavnej podskupine.
Tiež uvádza, že relatívna atómová hmotnosť kyslíka je 16.
Podľa poradového čísla kyslíka v periodickom systéme sa dá ľahko určiť počet elektrónov obsiahnutých v jeho atóme, jadrový náboj atómu kyslíka, počet protónov.
Valencia kyslíka vo väčšine zlúčenín je II. Atóm kyslíka môže pripojiť dva elektróny a zmeniť sa na ión: O0 + 2ē = O−2.
Stojí za zmienku, že kyslík je najbežnejším prvkom na našej planéte. Kyslík je súčasťou vody. Morské a sladké vody obsahujú 89 % hmotnosti kyslíka. Kyslík sa nachádza v mnohých mineráloch a horninách. Hmotnostný podiel kyslíka v zemskej kôre je asi 47%. Vzduch obsahuje asi 23 % hmotnosti kyslíka.
Fyzikálne vlastnosti kyslíka
Pri interakcii dvoch atómov kyslíka vzniká stabilná molekula jednoduchej kyslíkatej látky O2. Táto jednoduchá látka, podobne ako prvok, sa nazýva kyslík. Nezamieňajte si kyslík ako prvok a kyslík ako jednoduchú látku!
Autor: fyzikálne vlastnosti kyslík Je to bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Prakticky nerozpustný vo vode (pri izbovej teplote a normálnom atmosférickom tlaku je rozpustnosť kyslíka asi 8 mg na liter vody).
Kyslík je rozpustný vo vode – v 1 litri vody pri teplote 20 °C sa rozpustí 31 ml kyslíka (0,004 % hm.). Toto množstvo je však dostatočné na dýchanie rýb žijúcich vo vodných útvaroch. Plynný kyslík je o niečo ťažší ako vzduch: 1 liter vzduchu pri 0°C a normálnom tlaku váži 1,29 g a 1 liter kyslíka váži 1,43 g.
Kyslík pri silnom ochladení vykazuje zaujímavé vlastnosti. Takže pri teplote -183°С kyslík kondenzuje do čírej pohyblivej kvapaliny bledomodrej farby.
Ak sa kvapalný kyslík ochladí ešte viac, potom pri teplote -218°С kyslík "zamrzne" vo forme modrých kryštálov. Ak sa teplota postupne zvyšuje, potom -218°С, tuhý kyslík sa začne topiť a kedy -183°С- variť. Preto sú body varu a kondenzácie, ako aj teploty tuhnutia a topenia látok rovnaké.
Dewarove nádoby sa používajú na skladovanie a prepravu tekutého kyslíka.. Dewarove banky sa používajú na skladovanie a prepravu tekutín, ktorých teplota by mala byť dlho zostať konštantný. Dewarova nádoba nesie meno svojho vynálezcu, škótskeho fyzika a chemika Jamesa Dewara.
Najjednoduchšia Dewarova nádoba je termoska pre domácnosť. Zariadenie nádoby je celkom jednoduché: je to banka umiestnená vo veľkej banke. Vzduch sa evakuuje z utesneného priestoru medzi bankami. V dôsledku neprítomnosti vzduchu medzi stenami baniek sa kvapalina naliata do vnútornej banky dlho neochladzuje ani neohrieva.
Kyslík je paramagnetická látka, to znamená, že v kvapalnom a pevnom skupenstve je priťahovaný magnetom.
V prírode existuje ďalšia jednoduchá látka pozostávajúca z atómov kyslíka. Toto je ozón. Chemický vzorec ozón O3. Ozón, podobne ako kyslík, je za normálnych podmienok plyn. Ozón vzniká v atmosfére pri výbojoch blesku. Charakteristickým zápachom sviežosti po búrke je vôňa ozónu.
Ak sa ozón získa v laboratóriu a zhromaždí sa jeho značné množstvo, potom vo vysokých koncentráciách bude mať ozón ostrý nepríjemný zápach. Ozón sa získava v laboratóriu v špeciálnych zariadeniach - ozonizátory. Ozonizátor- sklenená trubica, do ktorej sa privádza prúd kyslíka, vzniká elektrický výboj. Elektrický výboj mení kyslík na ozón:
Na rozdiel od bezfarebného kyslíka je ozón modrý plyn. Rozpustnosť ozónu vo vode je asi 0,5 litra plynu na 1 liter vody, čo je oveľa viac ako kyslík. Vzhľadom na túto vlastnosť sa ozón používa na dezinfekciu pitná voda, pretože má škodlivý účinok na patogény.
Pri nízkych teplotách sa ozón správa podobne ako kyslík. Pri teplote -112°C kondenzuje na fialovú kvapalinu a pri teplote -197°C kryštalizuje vo forme tmavofialových, takmer čiernych kryštálov.
Môžeme teda dospieť k záveru, že atómy toho istého chemického prvku môžu tvoriť rôzne jednoduché látky.
Fenomén existencie chemického prvku vo forme niekoľkých jednoduchých látok je tzv alotropia.
Jednoduché látky tvorené tým istým prvkom sa nazývajú alotropné modifikácie
znamená, kyslík a ozón sú alotropné modifikácie chemického prvku kyslík. Existujú dôkazy, že pri ultranízkych teplotách, v kvapalnom alebo pevnom stave, môže kyslík existovať vo forme molekúl O4 a O8.
Cyklus kyslíka v prírode
Množstvo kyslíka v atmosfére je konštantné. V dôsledku toho sa spotrebovaný kyslík neustále dopĺňa novým.
Najdôležitejšími zdrojmi kyslíka v prírode sú oxid uhličitý a voda. Kyslík vstupuje do atmosféry hlavne v dôsledku procesu fotosyntézy, ktorý sa vyskytuje v rastlinách podľa reakčnej schémy:
CO2 + H2O → C6H1206 + O2.
Kyslík môže vzniknúť aj v horných vrstvách zemskej atmosféry: vplyvom nárazu slnečné žiarenie, vodná para sa čiastočne rozkladá za vzniku kyslíka.
Kyslík sa spotrebúva pri dýchaní, spaľovaní paliva, oxidácii rôznych látok v živých organizmoch a oxidácii anorganických látok nachádzajúcich sa v prírode. Pri technologických procesoch, ako je napríklad tavenie ocele, sa spotrebuje veľké množstvo kyslíka.
Cyklus kyslíka v prírode možno znázorniť ako diagram:
- Kyslík- prvok skupiny VI, hlavná podskupina, 2 obdobia periodického systému D.I. Mendelejev
- Prvok kyslík tvorí v prírode dve alotropické modifikácie: kyslík O2 a ozón O3
- Fenomén existencie chemického prvku vo forme niekoľkých jednoduchých látok sa nazýva alotropia
- Jednoduché látky sa nazývajú alotropné modifikácie
- Kyslík a ozón majú rôzne fyzikálne vlastnosti
- Kyslík- bezfarebný plyn, bez zápachu, chuti, prakticky nerozpustný vo vode, pri teplote -183 °C kondenzuje na bledomodrú kvapalinu. Pri -218°C kryštalizuje vo forme modrých kryštálov
- Ozón- modrý plyn štipľavého zápachu. Necháme dobre rozpustiť vo vode. Pri -112°С kondenzuje na fialovú kvapalinu, kryštalizuje ako tmavofialové, takmer čierne kryštály, pri -197°С
- Kvapalný kyslík, ozón a iné plyny sa skladujú v Dewarových bankách
Kyslík (lat. Oxygenium), O, chemický prvok VI. skupiny periodického systému Mendelejeva; atómové číslo 8, atómová hmotnosť 15,9994. Za normálnych podmienok je kyslík bezfarebný plyn bez zápachu a chuti. Ťažko pomenovať ďalší prvok, ktorý by na našej planéte hral takú úlohu. dôležitá úloha ako kyslík.
Historický odkaz. Procesy spaľovania a dýchania už dlho priťahujú pozornosť vedcov. Prvé náznaky, že nie všetok vzduch, ale len jeho „aktívna“ časť podporuje spaľovanie, sa našli v čínskych rukopisoch z 8. storočia. Oveľa neskôr Leonardo da Vinci (1452-1519) považoval vzduch za zmes dvoch plynov, z ktorých len jeden sa spotrebuje pri spaľovaní a dýchaní. Ku konečnému objavu dvoch hlavných zložiek vzduchu – dusíka a kyslíka, ktoré urobili éru vedy, došlo až koncom 18. storočia. Kyslík získavali takmer súčasne K. Scheele (1769-70) kalcináciou ledku (KNO3, NaNO3), oxidu manganičitého MnO2 a iných látok a J. Priestley (1774) zahrievaním červeného olova Pb3O4 a oxidu ortuti HgO. V roku 1772 objavil D. Rutherford dusík. V roku 1775 A. Lavoisier po kvantitatívnej analýze vzduchu zistil, že „pozostáva z dvoch (plynov) rôznej a takpovediac opačnej povahy, teda z kyslíka a dusíka. Na základe širokého experimentálne štúdie Lavoisier správne vysvetlil spaľovanie a dýchanie ako procesy interakcie medzi látkami a kyslíkom. Keďže kyslík je súčasťou kyselín, Lavoisier ho nazval kyslík, teda „tvorca kyselín“ (z gréckeho oxys – kyslý a gennao – rodím; odtiaľ ruský názov „kyslík“).
Distribúcia kyslíka v prírode. Kyslík je najbežnejším chemickým prvkom na Zemi. Viazaný kyslík tvorí asi 6/7 hmotnosti vodného obalu Zeme – hydrosféry (85,82 % hm.), takmer polovicu litosféry (47 % hm.), a to len v atmosfére, kde je kyslík vo voľnej zaujíma druhé miesto (23 ,15 % hmotnosti) po dusíku.
Kyslík je na prvom mieste aj z hľadiska počtu minerálov, ktoré tvorí (1364); Z minerálov obsahujúcich kyslík prevládajú kremičitany (živce, sľudy a iné), kremeň, oxidy železa, uhličitany a sírany. V živých organizmoch je v priemere asi 70% kyslíka; je súčasťou väčšiny najdôležitejších organických zlúčenín (bielkoviny, tuky, sacharidy atď.) a v zložení anorganických zlúčenín kostry. Úloha voľného kyslíka v biochemických a fyziologických procesoch, najmä pri dýchaní, je mimoriadne dôležitá. S výnimkou niektorých anaeróbnych mikroorganizmov získavajú všetky živočíchy a rastliny energiu potrebnú pre svoju životnú činnosť biologickou oxidáciou rôznych látok pomocou kyslíka.
Celá hmota voľného kyslíka Zeme vznikla a je zachovaná vďaka životnej aktivite zelených rastlín na súši a vo svetovom oceáne, ktoré uvoľňujú kyslík v procese fotosyntézy. Zapnuté zemského povrchu kde prebieha fotosyntéza a prevláda voľný kyslík, vznikajú prudko oxidačné podmienky. Naopak, v magme, ako aj hlbokých horizontoch podzemných vôd, v nánosoch morí a jazier, v močiaroch, kde chýba voľný kyslík, vzniká redukčné prostredie. Oxidačno-redukčné procesy zahŕňajúce kyslík podmieňujú koncentráciu mnohých prvkov a tvorbu nerastných ložísk – uhlia, ropy, síry, železných rúd, medi atď. Zmeny v cykle kyslíka sú zavedené o ekonomická aktivita osoba. V niektorých priemyselných krajinách pri spaľovaní paliva sa spotrebuje viac kyslíka, ako ho uvoľnia rastliny pri fotosyntéze. Celkovo sa na spaľovanie paliva vo svete ročne spotrebuje asi 9,109 ton kyslíka.
Izotopy, atóm a molekula kyslíka. Kyslík má tri stabilné izotopy: 16O, 17O a 18O, ktorých priemerný obsah je 99,759 %, 0,037 % a 0,204 % celkový počet atómy kyslíka na Zemi. Prudká prevaha najľahšieho z nich, 16O, v zmesi izotopov je spôsobená tým, že jadro atómu 16O pozostáva z 8 protónov a 8 neutrónov. A také jadrá, ako vyplýva z teórie atómové jadro, sú obzvlášť stabilné.
V súlade s polohou kyslíka v periodickom systéme prvkov Mendelejeva sú elektróny atómu kyslíka umiestnené na dvoch obaloch: 2 - na vnútornej a 6 - na vonkajšej (konfigurácia 1s22s22p4). Pretože vonkajší obal atómu kyslíka nie je naplnený a ionizačný potenciál a elektrónová afinita sú 13,61 a 1,46 eV, atóm kyslíka v chemických zlúčeninách zvyčajne získava elektróny a má negatívny efektívny náboj. Naopak, sú extrémne zriedkavé zlúčeniny, v ktorých sa elektróny oddeľujú (presnejšie odťahujú) od atómu kyslíka (ako napr. F2O, F2O3). Predtým, iba na základe polohy kyslíka v periodickom systéme, bol atómu kyslíka v oxidoch a vo väčšine ostatných zlúčenín priradený záporný náboj (-2). Ako však ukazujú experimentálne údaje, ión O2 - neexistuje ani vo voľnom stave, ani v zlúčeninách a negatívny efektívny náboj atómu kyslíka takmer nikdy výrazne nepresahuje jednotku.
Za normálnych podmienok je molekula kyslíka dvojatómová (O2); v tichom elektrickom výboji vzniká aj trojatómová molekula O3, ozón; pri vysokých tlakoch sa molekuly O4 nachádzajú v malých množstvách. Elektronická štruktúra O O2 je teoreticky veľký záujem. V základnom stave má molekula O2 dva nepárové elektróny; „obyčajná“ klasika štruktúrny vzorec O=O s dvoma dvojelektrónovými väzbami. Vyčerpávajúce vysvetlenie tejto skutočnosti je uvedené v rámci teórie molekulové orbitály. Ionizačná energia molekuly kyslíka (O2 - e > O2+) je 12,2 eV a elektrónová afinita (O2 + e > O2-) je 0,94 eV. Disociácia molekulárneho kyslíka na atómy pri bežnej teplote je zanedbateľná, prejaví sa až pri 1500°C; pri 5000 °C sú molekuly kyslíka takmer úplne disociované na atómy.
Fyzikálne vlastnosti kyslíka. Kyslík je bezfarebný plyn, ktorý kondenzuje pri -182,9°C a normálnom tlaku na svetlomodrú kvapalinu, ktorá tuhne pri -218,7°C za vzniku modrých kryštálov. Hustota plynného kyslíka (pri 0°C a normálnom tlaku) je 1,42897 g/l. Kritická teplota kyslíka je pomerne nízka (Tcrit = -118,84°C), teda nižšia ako teplota Cl2, CO2, SO2 a niektorých ďalších plynov; Tkrit = 4,97 MN/m2 (49,71 atm). Tepelná vodivosť (pri 0°C) 23,86 10-3 W/(m K). Molárna tepelná kapacita (pri 0 °C) v j/(mol K) Cp = 28,9, Cv = 20,5, Cp/Cv = 1,403. Dielektrická konštanta plynného kyslíka je 1,000547 (0°C), kvapalného 1,491. Viskozita 189 mpoise (0 °C). Kyslík je mierne rozpustný vo vode: pri 20 °C a 1 atm sa 0,031 m3 rozpustí v 1 m3 vody a pri 0 °C - 0,049 m3 kyslíka. Dobré pevné absorbéry kyslíka sú platinová čierna a aktívne uhlie.
Chemické vlastnosti kyslíka. Formuje sa kyslík chemické zlúčeniny so všetkými prvkami okrem ľahkých inertných plynov. Keďže je kyslík najaktívnejší (po fluóre) nekov, interaguje priamo s väčšinou prvkov; výnimkou sú ťažké inertné plyny, halogény, zlato a platina; ich zlúčeniny s kyslíkom sa získavajú nepriamo. Takmer všetky reakcie kyslíka s inými látkami - oxidačné reakcie sú exotermické, to znamená, že sú sprevádzané uvoľňovaním energie. Kyslík reaguje s vodíkom pri bežných teplotách extrémne pomaly, nad 550°C táto reakcia prebieha výbuchom 2H2 + O2 = 2H2O.
Kyslík za normálnych podmienok veľmi pomaly reaguje so sírou, uhlíkom, dusíkom a fosforom. So zvýšením teploty sa rýchlosť reakcie zvyšuje a pri určitej teplote vznietenia charakteristickej pre každý prvok sa začína horenie. Reakcia dusíka s kyslíkom je vďaka špeciálnej sile molekuly N2 endotermická a prejaví sa až pri teplote nad 1200 °C alebo pri elektrickom výboji: N2 + O2 = 2NO. Kyslík aktívne oxiduje takmer všetky kovy, najmä alkalické kovy a kovy alkalických zemín. Aktivita interakcie kovu s kyslíkom závisí od mnohých faktorov - stavu povrchu kovu, stupňa brúsenia, prítomnosti nečistôt.
V procese interakcie látky s kyslíkom je úloha vody mimoriadne dôležitá. Napríklad ani taký aktívny kov, akým je draslík, nereaguje s kyslíkom úplne zbavený vlhkosti, ale vznieti sa v kyslíku pri bežnej teplote v prítomnosti aj zanedbateľného množstva vodnej pary. Odhaduje sa, že v dôsledku korózie sa ročne stratí až 10 % všetkého vyrobeného kovu.
Oxidy niektorých kovov pridaním kyslíka vytvárajú peroxidové zlúčeniny obsahujúce 2 alebo viac navzájom viazaných atómov kyslíka. Peroxidy Na2O2 a BaO2 teda zahŕňajú peroxidový ión O22-, superoxidy NaO2 a KO2 - ión O2- a ozonidy NaO3, KO3, RbO3 a CsO3 - ión O3- Kyslík exotermicky interaguje s mnohými komplexnými látkami. Takže amoniak horí v kyslíku v neprítomnosti katalyzátorov, reakcia prebieha podľa rovnice: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O. Oxidáciou amoniaku kyslíkom v prítomnosti katalyzátora vzniká NO (tento proces sa používa na získanie kyselina dusičná). Zvlášť dôležité je spaľovanie uhľovodíkov (zemný plyn, benzín, petrolej) - najdôležitejší zdroj teplo v každodennom živote a priemysle, napríklad CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O. Interakcia uhľovodíkov s kyslíkom je základom mnohých najdôležitejších výrobných procesov – napríklad takzvaná premena metánu na vodík: 2CH4 + O2 + 2H2O = 2CO2 + 6H2. Mnoho organických zlúčenín (uhľovodíky s dvojitými alebo trojitými väzbami, aldehydy, fenoly, ako aj terpentín, sušiace oleje a iné) aktívne pridáva kyslík. Oxidácia živín v bunkách kyslíkom slúži ako zdroj energie pre živé organizmy.
Získanie kyslíka. Existujú 3 hlavné spôsoby získavania kyslíka: chemický, elektrolýza (elektrolýza vody) a fyzikálna (separácia vzduchu).
Chemická metóda bola vynájdená skôr ako ostatné. Kyslík je možné získať napríklad z Bertoletovej soli KClOz, ktorá sa zahrievaním rozkladá, pričom sa uvoľňuje O2 v množstve 0,27 m 3 na 1 kg soli. Oxid bárnatý BaO pri zahriatí na 540°C najskôr absorbuje kyslík zo vzduchu, pričom vzniká peroxid BaO2 a pri následnom zahriatí na 870°C sa BaO2 rozkladá a uvoľňuje čistý kyslík. Dá sa získať aj z KMnO4, Ca2PbO4, K2Cr2O7 a ďalších látok zahrievaním a pridávaním katalyzátorov. Chemický spôsob získavania kyslíka je neefektívny a drahý, nemá priemyselný význam a používa sa len v laboratórnej praxi.
Metóda elektrolýzy spočíva v prechode konštanty elektrický prúd cez vodu, do ktorej sa pridáva roztok hydroxidu sodného NaOH na zvýšenie jej elektrickej vodivosti. V tomto prípade sa voda rozkladá na kyslík a vodík. Kyslík sa zhromažďuje v blízkosti kladnej elektródy článku a vodík - v blízkosti zápornej elektródy. Týmto spôsobom sa získava kyslík ako vedľajší produkt pri výrobe vodíka. Na získanie 2 m3 vodíka a 1 m3 kyslíka sa spotrebuje 12-15 kWh elektrickej energie.
Separácia vzduchu je hlavným spôsobom získavania kyslíka v moderných technológiách. Je veľmi ťažké vykonať separáciu vzduchu v normálnom plynnom stave, preto sa vzduch najskôr skvapalní a až potom sa rozdelí na jeho zložky. Tento spôsob získavania kyslíka sa nazýva separácia vzduchu hlbokým chladením. Vzduch je najprv stlačený kompresorom, potom po prechode cez výmenníky tepla expanduje v expanznom stroji alebo škrtiacej klapke, čím sa ochladí na teplotu 93 K (-180 ° C). a mení sa na tekutý vzduch. Ďalšia separácia kvapalného vzduchu, ktorý pozostáva najmä z kvapalného dusíka a kvapalného kyslíka, je založená na rozdiele teplôt varu jeho zložiek [var O2 90,18 K (-182,9°C), N2 Var 77,36 K (-195,8° S) ]. Postupným odparovaním kvapalného vzduchu sa najskôr odparí dusík a zvyšná kvapalina sa stále viac obohacuje o kyslík. Mnohonásobným opakovaním tohto procesu na destilačných doskách vzduchových separačných kolón sa získa kvapalný kyslík požadovanej čistoty (koncentrácie). ZSSR vyrába malé (niekoľko litrov) a najväčšie zariadenia na separáciu vzduchu kyslíkom na svete (35 000 m 3 /h kyslíka). Tieto jednotky vyrábajú technologický Kyslík s koncentráciou 95-98,5%, technický Kyslík s koncentráciou 99,2-99,9% a čistejší, medicínsky Kyslík, výdaj produktov v kvapalnej a plynnej forme. Spotreba elektrickej energie je od 0,41 do 1,6 kWh/m3.
Kyslík možno získať aj separáciou vzduchu metódou selektívnej penetrácie (difúzie) cez membránové prepážky. Vzduch pod vysokým tlakom prechádza cez fluoroplastové, sklenené alebo plastové prepážky, ktorých štruktúrna mriežka je schopná prechádzať molekulami niektorých zložiek a ostatné zadržiavať.
Plynný kyslík sa skladuje a prepravuje v oceľových tlakových fľašiach a nádržiach pod tlakom 15 a 42 MN/m2 (150 a 420 barov, resp. 150 a 420 atm), kvapalný kyslík v kovových Dewarových nádobách alebo v špeciálnych nádržiach. Na prepravu kvapalného a plynného kyslíka sa používajú aj špeciálne potrubia. Kyslíkové fľaše sú natreté modrou farbou a majú čierny nápis „kyslík“.
Použitie kyslíka. Technický kyslík sa používa v procesoch spracovania kovov plameňom, pri zváraní, rezaní kyslíkom, povrchovom kalení, metalizácii a iných, ako aj v letectve, na ponorkách a pod. Technologický kyslík sa využíva v chemickom priemysle pri výrobe umelých kvapalných palív, mazacích olejov, kyseliny dusičnej a sírovej, metanolu, čpavku a čpavkových hnojív, peroxidov kovov a iných chemických produktov. Kvapalný kyslík sa používa pri trhacích prácach, v prúdových motoroch a v laboratórnej praxi ako chladivo.
Čistý kyslík uzavretý vo fľašiach sa používa na dýchanie vo veľkých výškach, pri letoch do vesmíru, pri potápaní atď. .P.
Kyslík je široko používaný v metalurgii na zintenzívnenie množstva pyrometalurgických procesov. Úplná alebo čiastočná náhrada vzduchu vstupujúceho do hutníckych jednotiek kyslíkom zmenila chemizmus procesov, ich tepelné parametre a technicko-ekonomické ukazovatele. Kyslíkový výboj umožnil znížiť tepelné straty s vystupujúcimi plynmi, z ktorých podstatnú časť pri prúdení vzduchu tvoril dusík. Nezúčastňovať sa výraznejšie chemické procesy dusík spomalil priebeh reakcií, čím sa znížila koncentrácia aktívnych činidiel v redoxnom médiu. Pri preplachovaní kyslíkom sa znižuje spotreba paliva, zlepšuje sa kvalita kovu, v metalurgických jednotkách je možné získať nové typy produktov (napríklad trosky a plyny neobvyklého zloženia pre tento proces, ktoré nachádzajú špeciálne technické aplikácie ), atď.
V rokoch 1932-33 sa v ZSSR a Nemecku súčasne uskutočnili prvé pokusy s využitím kyslíkom obohateného výbuchu vo vysokopecnej výrobe na tavenie surového železa a feromangánu. Zvýšený obsah Kyslík vo vysokopecnom vysokopecnom plyne je sprevádzaný veľkým znížením jeho spotreby, pričom sa zvyšuje obsah oxidu uhoľnatého vo vysokopecnom plyne a zvyšuje sa jeho výhrevnosť. Obohacovanie fúkania kyslíkom umožňuje zvýšiť produktivitu vysokej pece a v kombinácii s plynným a kvapalným palivom dodávaným do ohniska vedie k zníženiu spotreby koksu. V tomto prípade sa s každým ďalším percentom kyslíka vo výbuchu zvýši produktivita asi o 2,5 % a spotreba koksu sa zníži o 1 %.
Kyslík vo výrobe na otvorenom ohni v ZSSR sa prvýkrát použil na zintenzívnenie spaľovania paliva (v priemyselnom meradle sa na tento účel prvýkrát použil kyslík v závodoch Kosák a kladivo a Krasnoje Sormovo v rokoch 1932-33). V roku 1933 začali fúkať kyslík priamo do kvapalného kúpeľa, aby sa počas dokončovacieho obdobia oxidovali nečistoty. So zvýšením intenzity fúkania taveniny o 1 m 3 /t za 1 hodinu sa produktivita pece zvyšuje o 5-10%, spotreba paliva sa znižuje o 4-5%. Fúkanie však zvyšuje stratu kovu. Pri spotrebe kyslíka do 10 m 3 /t za 1 hodinu výťažnosť ocele mierne klesá (do 1 %). Vo výrobe v otvorenom ohnisku sa stále viac rozširuje kyslík. Ak sa teda v roku 1965 pri použití kyslíka v otvorených peciach vytavilo 52,1 % ocele, tak v roku 1970 to bolo už 71 %.
Experimenty s použitím kyslíka v elektrických peciach na tavenie ocele v ZSSR sa začali v roku 1946 v závode Elektrostal. Zavedenie kyslíkového dúchania umožnilo zvýšiť produktivitu pecí o 25 – 30 %, znížiť mernú spotrebu energie o 20 – 30 %, zlepšiť kvalitu ocele a znížiť spotrebu elektród a niektorých vzácnych legujúcich prísad. Dodávka kyslíka do elektrických pecí sa osvedčila najmä pri výrobe nehrdzavejúcich ocelí s nízkym obsahom uhlíka, ktorých tavenie je pre karburačný účinok elektród veľmi náročné. Podiel elektroocele vyrobenej v ZSSR pomocou kyslíka neustále rástol av roku 1970 predstavoval 74,6 % z celkovej produkcie ocele.
Pri tavení kuplovne sa kyslíkom obohatený otrysk využíva najmä na vysoké prehrievanie liatiny, ktoré je potrebné pri výrobe kvalitných, najmä vysokolegovaných odliatkov (kremík, chróm a pod.). V závislosti od stupňa obohatenia kopule kyslíkom sa spotreba paliva zníži o 30 – 50 %, obsah síry v kove sa zníži o 30 – 40 %, produktivita kopule sa zvýši o 80 – 100 % a teplota z neho vyrobenej liatiny výrazne stúpa (až na 1500 °C).
Kyslík v metalurgii neželezných kovov sa rozšíril o niečo neskôr ako v metalurgii železa. Tryskanie obohatené kyslíkom sa používa pri premene kamínku, v procesoch sublimácie trosky, walezizácie, aglomerácie a pri reflexnom tavení medených koncentrátov. Pri výrobe olova, medi a niklu kyslíkový výbuch zintenzívnil procesy banskej tavby, umožnil znížiť spotrebu koksu o 10-20%, zvýšiť penetráciu o 15-20% a znížiť množstvo tavív v niektorých prípadoch o 2-3 krát. Obohatenie prúdu vzduchu kyslíkom až o 30 % pri pražení koncentrátov sulfidu zinočnatého zvýšilo produktivitu procesu o 70 % a znížilo objem výfukových plynov o 30 %.
vlastnosť izotopu kyslíkového prvku
