Міністерство освіти і науки РФ
РЕФЕРАТ
ПО ТЕМІ
«КИСЕНЬ»
Виконав:
Перевірив:
-2007 -
Загальна характеристика кисню.
КИСЕНЬ (лат. Oxygenium), O (читається «о»), хімічний елемент з атомним номером 8, атомна маса 15,9994. У періодичній системі елементів Менделєєва кисень розташований у другому періоді в групі VIA.
Природний кисень складається із суміші трьох стабільних нуклідів з масовими числами 16 (домінує в суміші, його в ній 99,759% по масі), 17 (0,037%) і 18 (0,204%). Радіус нейтрального атома кисню 0,066 нм. Конфігурація зовнішнього електронного шару нейтрального не збудженого атома кисню 2s2р4. Енергії послідовної іонізації атома кисню 13,61819 і 35,118 Ев, спорідненість до електрона 1,467 Ев. Радіус іона О 2 - при різних координаційних числах від 0,121 нм (координаційне число 2) до 0,128 нм (координаційне число 8). У з'єднаннях виявляє ступінь окислювання -2 (валентність II) і, рідше, -1 (валентність I). За шкалою Полінга електронегативність кисню 3,5 (друге місце серед неметалів після фтору).
У вільному вигляді кисень - газ без кольору, запаху і смаку.
Особливості будови молекули О 2: атмосферний кисень складається з двохатомних молекул. Міжатомну відстань у молекулі О 2 0,12074 нм. Молекулярний кисень (газоподібний і рідкий) - парамагнітне речовина, у кожній молекулі О 2 є по 2 неспарених електрона. Цей факт можна пояснити тим, що в молекулі на кожній з двох розпушуючих орбіталей знаходиться по одному неспарених електронів.
Енергія дисоціації молекули О 2 на атоми досить висока і складає 493,57 кДж / моль.
Фізичні і хімічні властивості
Фізичні і хімічні властивості: у вільному вигляді зустрічається у вигляді двох модифікацій Про 2 («звичайний» кисень) і О 3 (озон). О 2 - газ без кольору і запаху. При нормальних умовах щільність газу кисню 1,42897 кг / м 3. Температура кипіння рідкого кисню (рідина має блакитний колір) дорівнює -182,9 ° C. При температурах від -218,7 ° C до -229,4 ° C існує твердий кисень з кубічною решіткою (-модифікація), при температурах від -229,4 ° C до -249,3 ° C --модифікація з гексагональної гратами і при температурах нижче -249,3 ° C - кубічна-модифікація. При підвищеному тиску і низьких температурах отримані й інші модифікації твердого кисню.
При 20 ° C розчинність газу О 2: 3,1 мл на 100 мл води, 22 мл на 100 мл етанолу, 23,1 мл на 100 мл ацетону. Існують органічні фторовмісні рідини (наприклад, перфторбутилтетрагидрофуран), в яких розчинність кисню значно вища.
Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі О2 призводить до того, що при кімнатній температурі газоподібний кисень хімічно досить малоактивний. У природі він повільно вступає в перетворення при процесах гниття. Крім того, кисень при кімнатній температурі здатний реагувати з гемоглобіном крові (точніше з залізом II гема), що забезпечує перенос кисню від органів дихання до інших органів.
З багатьма речовинами кисень вступає у взаємодію без нагрівання, наприклад, з лужними і лужноземельними металами (утворюються відповідні оксиди типу Li 2 O, CaO та ін, пероксиди типу Na 2 O2, BaO 2 і т.д. та супероксиди типу КО 2, RbO 2 та ін), викликає утворення іржі на поверхні сталевих виробів. Без нагрівання кисень реагує з білим фосфором, з деякими альдегідами й іншими органічними речовинами.
При нагріванні, навіть невеликому, хімічна активність кисню різко зростає. При підпалюванні він реагує з вибухом з воднем, метаном, іншими пальними газами, з великою кількістю простих і складних речовин. Відомо, що при нагріванні в атмосфері кисню чи на повітрі багато простих і складних речовин згоряють, причому утворюються різні оксиди, наприклад:
S + O 2 = SO 2; С + O 2 = СО 2
4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3; 2Cu + O 2 = 2CuO
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2
Якщо суміш кисню і водню зберігати в скляній посудині при кімнатній температурі, то екзотермічна реакція утворення води
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + 571 кДж
протікає вкрай повільно; з розрахунку, перші крапельки води повинні з'явитися в судині приблизно через мільйон років. Але при внесенні в судину із сумішшю цих газів платини або паладію (що грають роль каталізатора), а також при підпалюванні реакція протікає з вибухом.
З азотом N 2 кисень реагує або при високій температурі (близько 1500-2000 ° C), або при пропущенні через суміш азоту і кисню електричного розряду. При цих умовах оборотно утвориться оксид азоту (II):
N 2 + O 2 = 2NO
Виниклий NO потім реагує з киснем з утворенням бурого газу (діоксиду азоту):
2NO + О 2 = 2NO2
З неметалів кисень прямо ні при яких умовах не взаємодіє з галогенами, з металів - з благородними металами сріблом, золотом, платиною та ін
Бінарні сполуки кисню, у яких ступінь окислювання атомів кисню дорівнює -2, називають оксидами (колишня назва - окисли). Приклади оксидів: оксид вуглецю (IV) CO 2, оксид сірки (VI) SO 3, оксид міді (I) Cu 2 O, оксид алюмінію Al 2 O 3, оксид марганцю (VII) Mn 2 O 7.
Кисень утворює також сполуки, у яких його ступінь окислення дорівнює -1. Це - пероксиди (стара назва - перекиси), наприклад, пероксид водню Н 2 О 2, пероксид барію ВаО 2, пероксид натрію Na 2 O 2 і інші. У цих сполуках міститься пероксидні угруповання - О - О -. З активними лужними металами, наприклад, з калієм, кисень може утворювати також супероксиди, наприклад, КО 2 (супероксид калію), RbO 2 (супероксид рубідію). У супероксиду ступінь окислювання кисню -1 / 2. Можна відзначити, що часто формули супероксидів записують як К 2 О 4, Rb 2 O 4 і т.д.
З найактивнішим неметалом фтором кисень утворить з'єднання в позитивних ступенях окислювання. Так, у з'єднанні O 2 F 2 ступінь окислювання кисню +1, а в з'єднанні O 2 F - +2. Ці сполуки належать не до оксидів, а до фторидам. Фториди кисню можна синтезувати тільки непрямим шляхом, наприклад, діючи фтором F 2 на розбавлені водні розчини КОН.
Історія відкриття
Історія відкриття кисню, як і азоту, пов'язана з триваючим кілька століть вивченням атмосферного повітря. Про те, що повітря по своїй природі не однорідний, а включає частини, одна з яких підтримує горіння і подих, а інша - ні, знали ще у 8 столітті китайський алхімік Мао Хоа, а пізніше в Європі - Леонардо да Вінчі. У 1665 англійський натураліст Р. Гук писав, що повітря складається з газу, що міститься в селітрі, а також з неактивного газу, що складає велику частину повітря. Про те, що повітря містить елемент, що підтримує життя, у 18 столітті було відомо багатьом хімікам. Шведський аптекар і хімік Карл Шеєле почав вивчати склад повітря в 1768. Протягом трьох років він розкладав нагріванням селітри (KNO 3, NaNO 3) і інші речовини й одержував "вогненне повітря", що підтримує подих і горіння. Але результати своїх дослідів Шеєле обнародував тільки в 1777 році в книзі "Хімічний трактат про повітря і вогонь". У 1774 англійський священик і натураліст Дж. Прістлі нагріванням "паленої ртуті" (оксиду ртуті HgO) отримав газ, що підтримує горіння. Будучи в Парижі, Прістлі, що не знав, що отриманий їм газ входить до складу повітря, повідомив про своє відкриття А. Лавуазьє й іншим ученим. До цього часу був відкритий і азот. У 1775 Лавуазьє прийшов до висновку, що звичайне повітря складається з двох газів - газу, необхідного для подиху і підтримуючого горіння, і газу "протилежного характеру" - азоту. Лавуазьє назвав підтримуючий горіння газ oxygene - "утворюючий кислоти" (від грец. Oxys - кислий і gennao - народжую; звідси і російська назва "кисень"), тому що він тоді вважав, що всі кислоти містять кисень. Давно вже відомо, що кислоти бувають кислородсодержащими, так і безкисневим, але назва, дана елементу Лавуазьє, залишилося незмінним. Протягом майже півтора століть 1 / 16 частина маси атома кисню служила одиницею порівняння мас різних атомів між собою і використовувалася при чисельній характеристиці мас атомів різних елементів (так звана киснева шкала атомних мас).
Знаходження в природі: кисень - найпоширеніший на Землі елемент, на його частку (у складі різних з'єднань, головним чином силікатів), приходиться близько 47,4% маси твердої земної кори. Морські і прісні води містять величезна кількість зв'язаного кисню - 88,8% (за масою), в атмосфері зміст вільного кисню складає 20,95% (за об'ємом). Елемент кисень входить до складу більш 1500 з'єднань земної кори.
Отримання:
В даний час кисень у промисловості одержують за рахунок поділу повітря при низьких температурах. Спочатку повітря стискають компресором, при цьому повітря розігрівається. Стиснутому газу дають охолонути до кімнатної температури, а потім забезпечують його вільне розширення. При розширенні температура газу різко знижується. Охолоджене повітря, температура якого на кілька десятків градусів нижче температури навколишнього середовища, знову піддають стиску до 10-15 МПа. Потім знову відбирають теплоту, що виділилася. Через кілька циклів "стиск-розширення" температура падає нижче температури кипіння і кисню, і азоту. Утвориться рідке повітря, що потім піддають перегонці (дистиляції). Температура кипіння кисню (-182,9 ° C) більш ніж на 10 градусів вище, ніж температура кипіння азоту (-195,8 ° C). Тому з рідини азот випаровується першим, а в залишку накопичується кисень. За рахунок повільної (фракційної) дистиляції вдається одержати чистий кисень, у якому зміст домішки азоту складає менш 0,1 об'ємного відсотка.
Ще більш чистий кисень можна одержати при електролізі водних розчинів лугів (NaOH чи KOH) чи солей кисневмісних кислот (звичайно використовують розчин сульфату натрію Na2SO4). У лабораторії невеликі кількості не дуже чистого кисню можна одержати при нагріванні перманганату калію KMnO4:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
Більш чистий кисень одержують розкладанням пероксиду водню Н 2 О 2 у присутності каталітичних кількостей твердого діоксиду марганцю MnO 2:
2Н2О2 = 2Н2О + О2.
Кисень утворюється при сильному (вище 600 ° C) прожарюванні нітрату натрію NaNO 3:
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + О 2,
при нагріванні деяких вищих оксидів:
4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3О 2;
2PbO 2 = 2PbO + О 2;
3MnO 2 = Mn 3 O 4 + О 2.
Раніше кисень одержували розкладанням бертолетової солі KClO 3 в присутності каталітичних кількостей диоксида марганцю MnO 2:
2KClO 3 = 2KCl + 3О 2.
Однак бертолетова сіль утворить вибухові суміші, тому її для одержання кисню в лабораторіях тепер не використовують. Зрозуміло, зараз нікому в голову не прийде використовувати для одержання кисню прожарювання оксиду ртуті HgO, так що утвориться в цій реакції, забруднений отрутними парами ртуті.
Джерелом кисню в космічних кораблях, підводних човнах і т.п. замкнутих приміщеннях служить суміш пероксиду натрію Na 2 O 2 і супероксиду калію KO 2. При взаємодії цих з'єднань з вуглекислим газом звільняється кисень:
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2,
4КО 2 + 2СО 2 = 2К 2 СО 3 + 3О 2.
Якщо використовувати суміш Na 2 O 2 і КО 2, узятих у молярному відношенні 1:1, то на кожен моль поглиненого з повітря вуглекислого газу буде виділятися 1 моль кисню, так що склад повітря не буде змінюватися за рахунок поглинання при подиху кисню і виділення СО 2.
Застосування:
Застосування кисню дуже різноманітно. Основні кількості одержуваного з повітря кисню використовуються в металургії. Кисневе (а не повітряне) дуття в домнах дозволяє істотно підвищувати швидкість доменного процесу, заощаджувати кокс і одержувати чавун кращої якості. Кисневе дуття застосовують у кисневих конвертерах при переділі чавуна в сталь. Чистий кисень чи повітря, збагачене киснем, використовується при одержанні і багатьох інших металів (міді, нікелю, свинцю та ін.) Кисень використовують при різанні і зварюванні металів. При цьому застосовують «балонний" кисень. У балоні кисень може знаходитися під тиском до 15 МПа. Балони з киснем пофарбовані в блакитний колір.
Рідкий кисень - потужний окислювач, його використовують як компонент ракетного палива. Просочені рідким киснем такі легко окислюються матеріали, як тирса, вата, вугільний порошок та ін (ці суміші називають оксіліквітамі), використовують як вибухові речовини, застосовувані, наприклад, при прокладці доріг у горах.
Біологічна роль:
Кисень в атмосфері Землі почав накопичуватися в результаті діяльності первинних фотосинтезуючих організмів, що з'явилися, ймовірно, близько 2,8 млрд. років тому. Вважають, що 2 млрд. років тому атмосфера вже містила близько 1% кисню; поступово з відновлювальної вона перетворювалася на окислювальну і приблизно 400 млн. років тому придбала сучасний склад. Наявність в атмосфері кисню в значній мірі визначило характер біологічної еволюції. Аеробний (за участю О 2) обмін речовин виник пізніше анаеробного (без участі О 2), але саме реакції біологічного окислення, більш ефективні, чим древні енергетичні процеси шумування і гліколізу, постачають живі організми здебільшого необхідної їм енергії. Виняток становлять облігатні анаероби, наприклад, деякі паразити, для яких кисень є отрутою. Використання кисню, що володіє високим окислювально-відновним потенціалом, як кінцевого акцептора електронів у ланцюзі дихальних ферментів, привело до виникнення біохімічного механізму подиху сучасного типу. Цей механізм і забезпечує енергією аеробні організми.
Кисень - основний біогенний елемент, що входить до складу молекул усіх найважливіших речовин, що забезпечують структуру і функції кліток - білків, нуклеїнових кислот, вуглеводів, ліпідів, а також безлічі низькомолекулярних сполук. У кожній рослині чи тварині кисню набагато більше, ніж будь-якого іншого елемента (у середньому близько 70%). М'язова тканина людини містить 16% кисню, кісткова тканина - 28.5%; усього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 43 кг кисню. В організм тварин і людини кисень надходить в основному через органи дихання (вільний кисень) і з водою (зв'язаний кисень). Потреба організму в кисні визначається рівнем (інтенсивністю) обміну речовин, який залежить від маси і поверхні тіла, віку, статі, характеру харчування, зовнішніх умов та ін В екології як важливу енергетичну характеристику визначають відношення сумарного дихання (тобто сумарних окислювальних процесів) спільноти організмів до його сумарної біомасі.
Невеликі кількості кисню використовують у медицині: киснем (з так званих кисневих подушок) дають якийсь час дихати хворим, у яких утруднений подих. Потрібно, однак, мати на увазі, що тривале вдихання повітря, збагаченого киснем, небезпечно для здоров'я людини. Високі концентрації кисню викликають у тканинах утворення вільних радикалів, що порушують структуру і функції біополімерів. Подібним дією на організм володіють і іонізуючі випромінювання. Тому зниження вмісту кисню (гіпоксія) у тканинах і клітинах при опроміненні організму іонізуючою радіацією має захисну дію - так званий кисневий ефект. Цей ефект використовують у променевій терапії: підвищуючи вміст кисню в пухлині і знижуючи його зміст у навколишніх тканинах підсилюють променеве ураження пухлинних клітин і зменшують ушкодження здорових. При деяких захворюваннях застосовують насичення організму киснем під підвищеним тиском - гіпербаричну оксигенацію.
РЕФЕРАТ
ПО ТЕМІ
«КИСЕНЬ»
Виконав:
Перевірив:
-2007 -
Загальна характеристика кисню.
КИСЕНЬ (лат. Oxygenium), O (читається «о»), хімічний елемент з атомним номером 8, атомна маса 15,9994. У періодичній системі елементів Менделєєва кисень розташований у другому періоді в групі VIA.
Природний кисень складається із суміші трьох стабільних нуклідів з масовими числами 16 (домінує в суміші, його в ній 99,759% по масі), 17 (0,037%) і 18 (0,204%). Радіус нейтрального атома кисню 0,066 нм. Конфігурація зовнішнього електронного шару нейтрального не збудженого атома кисню 2s2р4. Енергії послідовної іонізації атома кисню 13,61819 і 35,118 Ев, спорідненість до електрона 1,467 Ев. Радіус іона О 2 - при різних координаційних числах від 0,121 нм (координаційне число 2) до 0,128 нм (координаційне число 8). У з'єднаннях виявляє ступінь окислювання -2 (валентність II) і, рідше, -1 (валентність I). За шкалою Полінга електронегативність кисню 3,5 (друге місце серед неметалів після фтору).
У вільному вигляді кисень - газ без кольору, запаху і смаку.
Особливості будови молекули О 2: атмосферний кисень складається з двохатомних молекул. Міжатомну відстань у молекулі О 2 0,12074 нм. Молекулярний кисень (газоподібний і рідкий) - парамагнітне речовина, у кожній молекулі О 2 є по 2 неспарених електрона. Цей факт можна пояснити тим, що в молекулі на кожній з двох розпушуючих орбіталей знаходиться по одному неспарених електронів.
Енергія дисоціації молекули О 2 на атоми досить висока і складає 493,57 кДж / моль.
Фізичні і хімічні властивості
Фізичні і хімічні властивості: у вільному вигляді зустрічається у вигляді двох модифікацій Про 2 («звичайний» кисень) і О 3 (озон). О 2 - газ без кольору і запаху. При нормальних умовах щільність газу кисню 1,42897 кг / м 3. Температура кипіння рідкого кисню (рідина має блакитний колір) дорівнює -182,9 ° C. При температурах від -218,7 ° C до -229,4 ° C існує твердий кисень з кубічною решіткою (-модифікація), при температурах від -229,4 ° C до -249,3 ° C --модифікація з гексагональної гратами і при температурах нижче -249,3 ° C - кубічна-модифікація. При підвищеному тиску і низьких температурах отримані й інші модифікації твердого кисню.
При 20 ° C розчинність газу О 2: 3,1 мл на 100 мл води, 22 мл на 100 мл етанолу, 23,1 мл на 100 мл ацетону. Існують органічні фторовмісні рідини (наприклад, перфторбутилтетрагидрофуран), в яких розчинність кисню значно вища.
Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі О2 призводить до того, що при кімнатній температурі газоподібний кисень хімічно досить малоактивний. У природі він повільно вступає в перетворення при процесах гниття. Крім того, кисень при кімнатній температурі здатний реагувати з гемоглобіном крові (точніше з залізом II гема), що забезпечує перенос кисню від органів дихання до інших органів.
З багатьма речовинами кисень вступає у взаємодію без нагрівання, наприклад, з лужними і лужноземельними металами (утворюються відповідні оксиди типу Li 2 O, CaO та ін, пероксиди типу Na 2 O2, BaO 2 і т.д. та супероксиди типу КО 2, RbO 2 та ін), викликає утворення іржі на поверхні сталевих виробів. Без нагрівання кисень реагує з білим фосфором, з деякими альдегідами й іншими органічними речовинами.
При нагріванні, навіть невеликому, хімічна активність кисню різко зростає. При підпалюванні він реагує з вибухом з воднем, метаном, іншими пальними газами, з великою кількістю простих і складних речовин. Відомо, що при нагріванні в атмосфері кисню чи на повітрі багато простих і складних речовин згоряють, причому утворюються різні оксиди, наприклад:
S + O 2 = SO 2; С + O 2 = СО 2
4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3; 2Cu + O 2 = 2CuO
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O; 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2
Якщо суміш кисню і водню зберігати в скляній посудині при кімнатній температурі, то екзотермічна реакція утворення води
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + 571 кДж
протікає вкрай повільно; з розрахунку, перші крапельки води повинні з'явитися в судині приблизно через мільйон років. Але при внесенні в судину із сумішшю цих газів платини або паладію (що грають роль каталізатора), а також при підпалюванні реакція протікає з вибухом.
З азотом N 2 кисень реагує або при високій температурі (близько 1500-2000 ° C), або при пропущенні через суміш азоту і кисню електричного розряду. При цих умовах оборотно утвориться оксид азоту (II):
N 2 + O 2 = 2NO
Виниклий NO потім реагує з киснем з утворенням бурого газу (діоксиду азоту):
2NO + О 2 = 2NO2
З неметалів кисень прямо ні при яких умовах не взаємодіє з галогенами, з металів - з благородними металами сріблом, золотом, платиною та ін
Бінарні сполуки кисню, у яких ступінь окислювання атомів кисню дорівнює -2, називають оксидами (колишня назва - окисли). Приклади оксидів: оксид вуглецю (IV) CO 2, оксид сірки (VI) SO 3, оксид міді (I) Cu 2 O, оксид алюмінію Al 2 O 3, оксид марганцю (VII) Mn 2 O 7.
Кисень утворює також сполуки, у яких його ступінь окислення дорівнює -1. Це - пероксиди (стара назва - перекиси), наприклад, пероксид водню Н 2 О 2, пероксид барію ВаО 2, пероксид натрію Na 2 O 2 і інші. У цих сполуках міститься пероксидні угруповання - О - О -. З активними лужними металами, наприклад, з калієм, кисень може утворювати також супероксиди, наприклад, КО 2 (супероксид калію), RbO 2 (супероксид рубідію). У супероксиду ступінь окислювання кисню -1 / 2. Можна відзначити, що часто формули супероксидів записують як К 2 О 4, Rb 2 O 4 і т.д.
З найактивнішим неметалом фтором кисень утворить з'єднання в позитивних ступенях окислювання. Так, у з'єднанні O 2 F 2 ступінь окислювання кисню +1, а в з'єднанні O 2 F - +2. Ці сполуки належать не до оксидів, а до фторидам. Фториди кисню можна синтезувати тільки непрямим шляхом, наприклад, діючи фтором F 2 на розбавлені водні розчини КОН.
Історія відкриття
Історія відкриття кисню, як і азоту, пов'язана з триваючим кілька століть вивченням атмосферного повітря. Про те, що повітря по своїй природі не однорідний, а включає частини, одна з яких підтримує горіння і подих, а інша - ні, знали ще у 8 столітті китайський алхімік Мао Хоа, а пізніше в Європі - Леонардо да Вінчі. У 1665 англійський натураліст Р. Гук писав, що повітря складається з газу, що міститься в селітрі, а також з неактивного газу, що складає велику частину повітря. Про те, що повітря містить елемент, що підтримує життя, у 18 столітті було відомо багатьом хімікам. Шведський аптекар і хімік Карл Шеєле почав вивчати склад повітря в 1768. Протягом трьох років він розкладав нагріванням селітри (KNO 3, NaNO 3) і інші речовини й одержував "вогненне повітря", що підтримує подих і горіння. Але результати своїх дослідів Шеєле обнародував тільки в 1777 році в книзі "Хімічний трактат про повітря і вогонь". У 1774 англійський священик і натураліст Дж. Прістлі нагріванням "паленої ртуті" (оксиду ртуті HgO) отримав газ, що підтримує горіння. Будучи в Парижі, Прістлі, що не знав, що отриманий їм газ входить до складу повітря, повідомив про своє відкриття А. Лавуазьє й іншим ученим. До цього часу був відкритий і азот. У 1775 Лавуазьє прийшов до висновку, що звичайне повітря складається з двох газів - газу, необхідного для подиху і підтримуючого горіння, і газу "протилежного характеру" - азоту. Лавуазьє назвав підтримуючий горіння газ oxygene - "утворюючий кислоти" (від грец. Oxys - кислий і gennao - народжую; звідси і російська назва "кисень"), тому що він тоді вважав, що всі кислоти містять кисень. Давно вже відомо, що кислоти бувають кислородсодержащими, так і безкисневим, але назва, дана елементу Лавуазьє, залишилося незмінним. Протягом майже півтора століть 1 / 16 частина маси атома кисню служила одиницею порівняння мас різних атомів між собою і використовувалася при чисельній характеристиці мас атомів різних елементів (так звана киснева шкала атомних мас).
Знаходження в природі: кисень - найпоширеніший на Землі елемент, на його частку (у складі різних з'єднань, головним чином силікатів), приходиться близько 47,4% маси твердої земної кори. Морські і прісні води містять величезна кількість зв'язаного кисню - 88,8% (за масою), в атмосфері зміст вільного кисню складає 20,95% (за об'ємом). Елемент кисень входить до складу більш 1500 з'єднань земної кори.
Отримання:
В даний час кисень у промисловості одержують за рахунок поділу повітря при низьких температурах. Спочатку повітря стискають компресором, при цьому повітря розігрівається. Стиснутому газу дають охолонути до кімнатної температури, а потім забезпечують його вільне розширення. При розширенні температура газу різко знижується. Охолоджене повітря, температура якого на кілька десятків градусів нижче температури навколишнього середовища, знову піддають стиску до 10-15 МПа. Потім знову відбирають теплоту, що виділилася. Через кілька циклів "стиск-розширення" температура падає нижче температури кипіння і кисню, і азоту. Утвориться рідке повітря, що потім піддають перегонці (дистиляції). Температура кипіння кисню (-182,9 ° C) більш ніж на 10 градусів вище, ніж температура кипіння азоту (-195,8 ° C). Тому з рідини азот випаровується першим, а в залишку накопичується кисень. За рахунок повільної (фракційної) дистиляції вдається одержати чистий кисень, у якому зміст домішки азоту складає менш 0,1 об'ємного відсотка.
Ще більш чистий кисень можна одержати при електролізі водних розчинів лугів (NaOH чи KOH) чи солей кисневмісних кислот (звичайно використовують розчин сульфату натрію Na2SO4). У лабораторії невеликі кількості не дуже чистого кисню можна одержати при нагріванні перманганату калію KMnO4:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
Більш чистий кисень одержують розкладанням пероксиду водню Н 2 О 2 у присутності каталітичних кількостей твердого діоксиду марганцю MnO 2:
2Н2О2 = 2Н2О + О2.
Кисень утворюється при сильному (вище 600 ° C) прожарюванні нітрату натрію NaNO 3:
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + О 2,
при нагріванні деяких вищих оксидів:
4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3О 2;
2PbO 2 = 2PbO + О 2;
3MnO 2 = Mn 3 O 4 + О 2.
Раніше кисень одержували розкладанням бертолетової солі KClO 3 в присутності каталітичних кількостей диоксида марганцю MnO 2:
2KClO 3 = 2KCl + 3О 2.
Однак бертолетова сіль утворить вибухові суміші, тому її для одержання кисню в лабораторіях тепер не використовують. Зрозуміло, зараз нікому в голову не прийде використовувати для одержання кисню прожарювання оксиду ртуті HgO, так що утвориться в цій реакції, забруднений отрутними парами ртуті.
Джерелом кисню в космічних кораблях, підводних човнах і т.п. замкнутих приміщеннях служить суміш пероксиду натрію Na 2 O 2 і супероксиду калію KO 2. При взаємодії цих з'єднань з вуглекислим газом звільняється кисень:
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2,
4КО 2 + 2СО 2 = 2К 2 СО 3 + 3О 2.
Якщо використовувати суміш Na 2 O 2 і КО 2, узятих у молярному відношенні 1:1, то на кожен моль поглиненого з повітря вуглекислого газу буде виділятися 1 моль кисню, так що склад повітря не буде змінюватися за рахунок поглинання при подиху кисню і виділення СО 2.
Застосування:
Застосування кисню дуже різноманітно. Основні кількості одержуваного з повітря кисню використовуються в металургії. Кисневе (а не повітряне) дуття в домнах дозволяє істотно підвищувати швидкість доменного процесу, заощаджувати кокс і одержувати чавун кращої якості. Кисневе дуття застосовують у кисневих конвертерах при переділі чавуна в сталь. Чистий кисень чи повітря, збагачене киснем, використовується при одержанні і багатьох інших металів (міді, нікелю, свинцю та ін.) Кисень використовують при різанні і зварюванні металів. При цьому застосовують «балонний" кисень. У балоні кисень може знаходитися під тиском до 15 МПа. Балони з киснем пофарбовані в блакитний колір.
Рідкий кисень - потужний окислювач, його використовують як компонент ракетного палива. Просочені рідким киснем такі легко окислюються матеріали, як тирса, вата, вугільний порошок та ін (ці суміші називають оксіліквітамі), використовують як вибухові речовини, застосовувані, наприклад, при прокладці доріг у горах.
Біологічна роль:
Кисень в атмосфері Землі почав накопичуватися в результаті діяльності первинних фотосинтезуючих організмів, що з'явилися, ймовірно, близько 2,8 млрд. років тому. Вважають, що 2 млрд. років тому атмосфера вже містила близько 1% кисню; поступово з відновлювальної вона перетворювалася на окислювальну і приблизно 400 млн. років тому придбала сучасний склад. Наявність в атмосфері кисню в значній мірі визначило характер біологічної еволюції. Аеробний (за участю О 2) обмін речовин виник пізніше анаеробного (без участі О 2), але саме реакції біологічного окислення, більш ефективні, чим древні енергетичні процеси шумування і гліколізу, постачають живі організми здебільшого необхідної їм енергії. Виняток становлять облігатні анаероби, наприклад, деякі паразити, для яких кисень є отрутою. Використання кисню, що володіє високим окислювально-відновним потенціалом, як кінцевого акцептора електронів у ланцюзі дихальних ферментів, привело до виникнення біохімічного механізму подиху сучасного типу. Цей механізм і забезпечує енергією аеробні організми.
Кисень - основний біогенний елемент, що входить до складу молекул усіх найважливіших речовин, що забезпечують структуру і функції кліток - білків, нуклеїнових кислот, вуглеводів, ліпідів, а також безлічі низькомолекулярних сполук. У кожній рослині чи тварині кисню набагато більше, ніж будь-якого іншого елемента (у середньому близько 70%). М'язова тканина людини містить 16% кисню, кісткова тканина - 28.5%; усього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 43 кг кисню. В організм тварин і людини кисень надходить в основному через органи дихання (вільний кисень) і з водою (зв'язаний кисень). Потреба організму в кисні визначається рівнем (інтенсивністю) обміну речовин, який залежить від маси і поверхні тіла, віку, статі, характеру харчування, зовнішніх умов та ін В екології як важливу енергетичну характеристику визначають відношення сумарного дихання (тобто сумарних окислювальних процесів) спільноти організмів до його сумарної біомасі.
Невеликі кількості кисню використовують у медицині: киснем (з так званих кисневих подушок) дають якийсь час дихати хворим, у яких утруднений подих. Потрібно, однак, мати на увазі, що тривале вдихання повітря, збагаченого киснем, небезпечно для здоров'я людини. Високі концентрації кисню викликають у тканинах утворення вільних радикалів, що порушують структуру і функції біополімерів. Подібним дією на організм володіють і іонізуючі випромінювання. Тому зниження вмісту кисню (гіпоксія) у тканинах і клітинах при опроміненні організму іонізуючою радіацією має захисну дію - так званий кисневий ефект. Цей ефект використовують у променевій терапії: підвищуючи вміст кисню в пухлині і знижуючи його зміст у навколишніх тканинах підсилюють променеве ураження пухлинних клітин і зменшують ушкодження здорових. При деяких захворюваннях застосовують насичення організму киснем під підвищеним тиском - гіпербаричну оксигенацію.