Kiseonik

Izvor: Wikipedia
Kiseonik (8O)
N - O - F
 
O
S  
 
 
O-TableImage.png

Tečni kiseonik
Tečni kiseonik

Opšti podaci
Pripadnost skupu nemetali
grupa, perioda VIA, 2
gustina, tvrdoća 1,429 kg/m3[1], bd
boja bezbojan
Osobine atoma
atomska masa 15,9994 u[2]
atomski radijus 60 (48) pm
kovalentni radijus 73 pm
van der Valsov radijus 152 pm
elektronska konfiguracija [He]2s22p4
e- na energetskim nivoima 2, 6
oksidacioni broj ±2, 1
Osobine oksida nema
Kristalna struktura regularna
Fizičke osobine
agregatno stanje gasovito
temperatura topljenja 50,35 K
(-222,8 °C)
temperatura ključanja 90,18 K
(-182,97 °C)
molska zapremina 17,36×10-3 m³/mol
toplota isparavanja 3,4099 kJ/mol[3]
toplota topljenja 0,22259 kJ/mol
brzina zvuka 317,5 m/s (293 K)
Ostale osobine
Elektronegativnost 3,44 (Pauling)
2,50 (Alred)
specifična toplota 920 J/(kg*K)
specifična provodljivost bez podataka
toplotna provodljivost 0,02674 W/(m*K)
I energija jonizacije 1313,9 kJ/mol
II energija jonizacije 3388,3 kJ/mol
III energija jonizacije 3388,3 kJ/mol
IV energija jonizacije 7469,2 kJ/mol
Najstabilniji izotopi

Kiseonik ili kisik ili oksigen (latinski oxygenium, iz grčkog ὀξύς ‚oxys‘, oštar, kiseo i γεννάω ‚gen-‘ koji stvara, odnosno onaj koji stvara kiselinu) jeste hemijski element koji se označava simbolom O i ima atomski broj 8. U periodnom sistemu nalazi se u šestoj glavnoj grupi, odnosno pripada halkogenim nemetalima. On je najrasprostranjeniji element u Zemljinoj kori sa udjelom od 48,9%[4] do 49,4%[5], odnosno oko 30% po masenom udjelu,[6] po čemu je poslije željeza drugi po rasprostranjenosti. Također čini i 20,8% Zemljine atmosfere.

U elementarnom obliku kisik se pretežno javlja kao kovalentni homodimer, tj. kao spoj iz dva atoma sumarne formule O2, što označava molekularni kisik, dioksigen ili dikisik. On je bezbojan gas bez mirisa i okusa, a u čistom zraku ga ima oko 20,942%. Neophodan je za sagorijevanje i koroziju. Potreban je za život gotovo svih živih bića na Zemlji. Stvaraju ga biljke u procesu fotosinteze, ali ga i same troše za disanje, mada ne toliko koliko ga proizvedu fotosintezom. Za disanje biljke uzimaju kisik direktno iz zraka ili resorpcijom iz vode (rastvoreni kisik). U visokim koncentracijama kisik je za većinu živih bića otrovan. Metastabilni, vrlo reaktivni alotropski oblik kisika sa tri atoma kisika O3 naziva se ozon.

Atomarni kisik, odnosno kisik u obliku slobodnih, pojedinačnih atoma je stabilan samo pod ekstremnim uslovima, naprimjer u vakuumu u svemiru ili u vrelim atmosferama zvijezda. On ima određeni značaj kao međuproizvod u mnogim reakcijama u hemiji atmosfere.

Stabilni izotopi su mu 16O, 17O i18O

Istorija[uredi - уреди]

Švedsko-njemački hemičar Carl Wilhelm Scheele 1774. i engleski hemičar Joseph Priestley 1771., nezavisno jedan od drugog, otkrili su i izolirali kisik u sklopu proučavanja procesa sagorijevanja.[7]

Od kamenog doba do srednje vijeka, vatra je za ljude bila vrlo značajna, kao dar neba. Preko pojave vatre nastala su različita vjerovanja počev od prirodnjačkih antičkih filozofa do alhemičara. Vatra je bila jedan od osnovih sastojaka u učenju o četiri osnovna elementa. U 17. vijeku nastalo je vjerovanje o postojanju jednog lahkog tajanstvenog sastojka ili supstance. Ovaj flogiston je navodno izlazio iz gorućeg materijala, tako da se toplota smatrala materijom. Švedsko-njemački apotekar Carl Wilhelm Scheele izveo je eksperimente tako što je zagrijavao mangan dioksid ili kalijum permanganat sa koncentriranom sumpornom kiselinom (vitriol) čime je dobio bezbojni gas. Ovaj gas je podržavao sagorijevanje te ga je Scheele nazvao goreći zrak ili po porijeklu vitriol-zrak. Otkrio je i pojavu da se obični zrak sastoji iz ovog kisika i pokvarenog zraka. Potpuno nezavisno od njega, engleski hemičar Joseph Priestley je dvije godine kasnije zagrijavanjem živa oksida također dobio kisik. Britanac je svoja zapažanja objavio 1774. godine, dok je Scheele objavio svoju knjigu Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer tek 1777. godine.[8]

2 HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)

Otkrićem kisika i dalje nije bio poznat njegov značaj prilikom sagorijevanja. Francuz Antoine Lavoisier je tokom svojih ekperimenata pronašao da se pri sagorijevanju ne oslobađa nikakav flogiston, već da se veže kisik. Pomoću vaganja proizvoda sagorijevanja pronašao je da materijal ne postaje lakši nego teži. Uzrok dodatne težine tokom procesa sagorijevanja bilo je vezivanje kisika. Tada se smatralo da je kisik osnovni sastojak za pravljenje kiselina. Zbog toga je i nazvan oxygenium (onaj koji gradi kiseline), a naziv je predložio Lavoisier 1779. godine. Zapravo su neorganske kiseline sadržavale kisik rastvaranjem nemetalnih oksida u vodi.

Halogeni elementi, poput hlora i broma dugo vremena su smatrani oksidima nekog nepoznatog elementa. Kasnije je otkriveno da je vodik odgovoran za kiseli karakter. Naučnici Karol Olszewski i Zygmunt Florenty Wróblewski su prvi uspjeli dobiti tečni kisik 1883. godine.

Rasprostranjenost[uredi - уреди]

Na Zemlji[uredi - уреди]

Kisik je najčešći i najrasprostranjeniji element na Zemlji.[9] Osim u atmosferi, ima ga i vezanog u litosferi, rastvorenog u hidrosferi i biosferi. Kisik ima maseni udio u Zemljinoj kori oko 50,5%[10] (do dubine od 16km, uključujući hidrosferu i atmosferu). U zraku kisik ima maseni udio od 23,16 %[11], a po zapremini na njega otpada 20,95 %[11]. Kao sastavni dio vode na njega otpada 88,8 %[11], dok ga u morskoj vodi ima samo 86 %[11], jer se u njoj nalaze rastvorene velike količine soli koje ne sadrže kisik (poput obične morske soli).

Najviše kisika na Zemlji je sadržano u brojnim hemijskim spojevima. U Zemljinoj kori, pored vode, gotovo svi minerali i stijene sadrže neki od spojeva kisika. Među najvažnije minerale koji sadrže kisik ubrajaju se silikatni kao što su feldspati, olivini i drugi; karbonatni poput kalcijum karbonata u krečnjaku i oksidi kao silicijum dioksid u kvarcu.

U elementarnom stanju kisik je vezan u obliku molekule O2 u gasnom stanju je u atmosferi i otopljen u vodama. Količina relativno reaktivnog elementarnog kisika dugoročno je konstantna, jer biljke koje proizvode kisik u procesu fotosinteze otpuštaju otprilike onoliko kisika, koliko aerobna živa bića koriste za disanje zajedno sa kisikom koji se potroši za druge procese oksidacije ili sagorijevanja. Bez ovog biološkog ciklusa, kisik bi se nalazio isključivo u svojim spojevima, tako da elementarni kisik postoji u dinamičkoj ravnoteži. Razvoj koncentracije kisika u Zemljinoj atmosferi je detaljnije obrađen u članku razvoj Zemljine atmosfere. U malehnim količinama u atmosferi se nalazi i alotropska modifikacija elementarnog kisika poznatog kao ozon O3.

U svemiru[uredi - уреди]

U svemiru, kisik je, nakon vodonika i helijuma, treći najčešći element. Maseni udio kisika u Sunčevom sistemu iznosi oko 0,8% (što odgovara brojnom udjelu atoma od oko 500 ppm).[12] Kisik nije nastao tokom primordijalne nukleosinteze, ali jeste u ogromnim zvijezdama putem 3α-procesa helija u velikim količinama. U tom procesu se iz tri jezgra atoma helija stvarao 12C, koji se kasnije sa još jednom jezgrom helija spajao u 16O. Kisik 18O je nastao putem fuzije jezgre 4He sa jezgrom 14N. Također i u takozvanim zvijezdama glavnog niza poput Sunca, kisik igra vrlo važnu ulogu pri dobijanju energije. U CNO-ciklusu, kisik predstavlja međuproizvod nuklearnih reakcija, pri čemu djeluje kao katalizator hvatajući protone iz jezgra 12C, čime nastaju jezgra 4He (alfa čestice). U ekstremno teškim zvijezdama u kasnoj fazi njihovog razvoja dolazi do nuklearne fuzije kisika, pri čemu kisik služi kao gorivo za nuklearne reakcije kojima nastaju još teža jezgra atoma.

Većina bijelih patuljaka, koji po današnjem stanju teorije predstavljaju ishod razvoja 97% svih zvijezda, sastoji se, pored helija i ugljika, velikim dijelom i iz kisika.[13]

Osobine[uredi - уреди]

Fizičke[uredi - уреди]

Molekularni kisik je gas bez boje, okusa i mirisa, koji se pri −183 °C kondenzira u bezbojnu tečnost. Međutim, u debelim slojevima, tečni i gasoviti kisik ima određeni plavu nijansu. Na temperaturi ispod −218,75 °C[11] tečni kisik prelazi u čvrsto stanje u obliku plavih kristala. U čvrstom stanju paramagnetične molekule O2 nalaze se na udaljenosti od 121 pm jedna od druge, a vezane su dvostrukom vezom. Element u čvrstom stanju se pojavljuje u nekoliko modifikacija. Između −218,75 i −229,35 °C[11] kisik je u kubičnoj γ-modifikaciji, a između −229,35 i −249,26 °C[11] ima romboedarsku β-modifikaciju. Na temperaturi ispod −249,26 °C prelazi u monoklinsku α-modifikaciju koja je i najstabilnija. Nasuprot drugih nemetala, kisik je paramagnetičan i ima diradikalni karakter.

Trojna tačka kisika se nalazi na 54,36 K (−218,79 °C) i 0,1480 kPa.[14] Kritična tačka se nalazi pri pritisku od 50,4 bara i temperaturi od 154,7 K (−118,4 °C).[15] Kritična gustoća iznosi 0,436 g/cm3.[16]

Kisik u vodi nije mnogo rastvorljiv. Rastvorljivost zavisi od pritiska i temperature. Raste sa padom temperature i povećanjem pritiska. Pri 0 °C i parcijalnim pritiskom kisika od 212 hPa u čistoj vodi se rastvara 14,16 mg/l kisika.

Kisik u cijevi za pražnjenje

U spektralnoj cijevi sa pražnjenjem u gasu kisika molekularne orbitale kisika se uzbuđuju do emisije svjetlosti. Uslovi pod kojima se ovo odvija su pritisak od oko 5–10 mBar, visoki napon električne struje od 1,8 kV, jačina struje od 18 mA i njena frekvencija od 35 kHz. Rekombiniranje ioniziranih molekula gasa emitira se karakterističan spektar boja spontane emisije. Pri tome se samo manjim dijelom, a uslovljeno dotokom i dodavanje energije, reverzibilno stvara i ozon.

Hemijske[uredi - уреди]

Tečni kisik

Kisik reagira direktno sa većinom hemijskih elemenata. Postoji samo nekoliko izuzetaka, naročito među nemetalima i plemenitim metalima. Sa azotom, kisik reagira samo pod posebnim uslovima, i to za vrijeme munja ali je njihovo spajanje moguće i u motorima sa unutrašnjim sagorijevanjem.[17] Fluor sa kisikom gradi spoj dikiseonik diflour (O2F2) samo na vrlo niskim temperaturima i pod električnim pražnjenjem. Najplemenitiji metal zlato, hlor, brom i jod kao i plemeniti gasovi ne reagiraju direktno sa kisikom. Drugi plemeniti metali poput platine i srebra vrlo slabo reagiraju sa kisikom.

Elementarni, gasoviti kisik je dosta inertan, mnoge se reakcije sa njim pri normalnim uslovima gotovo ne odvijaju ili se odvijaju vrlo sporo. Razlog za to leži da je kisik metastabilan i da su reakcije kinetički onemogućene drugim supstancama. Da bi se pokrenule reakcije sa takvim kisikom potrebno je dovesti veliku energiju aktivacije ili su neophodni neki vrlo reaktivni radikali. Ova barijera se može preći povećanjem temperature, svjetlošću ili katalizatorom (poput platine). Osim toga kod mnogih metala reakcija je onemogućena, jer je materijal prekriven tankim slojem metalnog oksida i stoga je pasiviziran. Kod nekih reakcija kao što je eksplozivna reakcija sa vodonikom, dovoljno je samo nekoliko radikala da bi došlo do reakcije, nakon čega dolazi do mehanizma lančane reakcije. Mnogo oksidativniji od gasovitog kisika, i pored niskih temperatura, je kisik u tečnom stanju. U njemu se vrlo lahko gradi reaktivni singletni kisik. Također za razliku od vode i vodene pare mnoge oksidacije sa kisikom se odvijaju mnogo lakše.

Reakcije sa kisikom su gotovo uvijek redoks reakcije, u kojima kisik po pravilu uzima dva elektrona i tako se reducira do oksida. Zbog toga se element ubraja u oksidaciona sredstva. Često ove reakcije, zbog velike energije rešetki i veza koja se oslobađa, protiču uz snažno oslobađanje toplote. Također postoje i eksplozivne reakcije, kao što je reakcija praskavog gasa ili eksplozija prašine nastala zapaljenjem isitnjenih materijala u zraku ili čistom kisiku.

Izotopi[uredi - уреди]

Najčešći stabilni izotop kisika je 16O (99,76 %), a stabilni su još i izotopi 18O (0,20 %) i 17O (0,037 %). Osim stabilnih izotopa poznato je još 13 nestabilnih, radioaktivnih nuklida od 12O do 28O[18] koji se mogu dobiti samo vještački. Njegovo vrijeme poluraspada iznosi uglavnom samo nekoliko milisekundi do sekundi, od čega izotop 15O ima najduže vrijeme poluraspada od 2 minute[18] i često se koristi za tomografiju emisijom pozitrona.

Kao jedini stabilni izotop, rijetki 17O ima spin jezgre od 5/2 [19] i može se upotrebljavati za ispitivanja putem nuklearne magnetne rezonance (NMR).

Primjena[uredi - уреди]

  • U procesima sagorijevanja radi postizanja viših temperatura.
  • U hemijskoj industriji za proizvodnju sintetičkih plinova, u pirolitičkim procesima.
  • Ostale primjene: biološke nauke, prehrambena industrija (kao aditiv E948), naučnotehnička istraživanja.

U medicini[uredi - уреди]

Korištenje kisika u humanoj medicini podliježe zakonskim regulativima i strogoj kontroli. U mnogim zemljama, poput Njemačke,[20] boce kisika sa označene bijelom bojom, napunjene medicinskim kisikom važe za gotovo medicinsko sredstvo, tj. gotov lijek. Kod njegove upotrebe važno je obratiti pažnju kod pacijenata sa hroničnim oboljenjem pluća, koji pate od povećanog parcijalnog pritiska CO2. Kod takvih pacijenata može zbog naglog prekomjernog dotoka kisika doći do takozvane CO2 narkoze i do prestanka disanja.[21]

U tehnici[uredi - уреди]

Industrijski, kisik se najčešće koristi u metalurgiji za proizvodnju sirovog željeza i čelika, kao i za rafiniranje bakra. Čistiji kisik ili zrak obogaćen kisikom služi za postizanje viših tempertura, a s druge strane za uklanjanje viška ugljenika, silicijuma, mangana i fosfora iz sirovog čelika, koji oksidiraju i uklanjaju se. Čistiji kisik u odnosu na obični zrak ima prednosti što se u rastopljenu sirovinu ne unosi dušik. Dušik ima negativan uticaj na mehaničke karakteristike čelika. U hemijskim procesima kisik se koristi najviše za oksidaciju različitih osnovnih materijala, kao što se olefinska oksidacija etena u etilen oksid te djelimična (parcijalna) oksidacija teškog lož-ulja (teškog mazuta) i uglja. Osim toga, kisik je neophodan i za dobijanje vodika i sintetskog gasa, kao i za proizvodnju sumporne i dušične kiseline. Oksidacijom sa kisikom dobijaju se vrlo važni proizvodi hemijske industrije poput acetilena, acetaldehida, sirćetne kiseline, vinilacetata i hlora.

Različiti gorivi gasovi (propan, vodonik, etin i drugi) tek nakon miješanja sa kisikom dostižu dovoljno visoku temperaturu sagorijevanja dajući vreli plamen bez čađi, a koristi se za autogeno zavarivanje i tvrdo lemljenje ili topljenje i obrađivanje stakla. Nakon zagrijavanja i paljenja slijedi i siječenje betona sa samogorivim oksigenskim kopljem (termalnim kopljem) čime se može samo oštrim mlazom kisika rezati i željezo.

Kisik se može pretvoriti i u ozon, kao oksidacijsko sredstvo u gorivim ćelijama i u poluprovodničkoj tehnici. U raketnoj tehnologiji tečni kisik se koristi kao oksidacijsko sredstvo a označava se skraćenicom LOX (po engleskom nazivu: liquid oxygen).

Postupak sa gasom[uredi - уреди]

Upotreba kiseonika pod pritiskom i upotreba tečnog kiseonika podležu posebnim propisima i mjerama zaštite.

Nije dozvoljen kontakt kiseonika sa organskim materijalima. Za tečni kiseonik se preporučuju austenitni čelnici, aluminijum i legure, bakar i legure. Dozvoljena je upotreba fluornih polimera (teflon). Za gasoviti kiseonik je pod određenim uslovima dozvoljena primjena ugljeničnih lako legiranih čelika i legura bakra i aluminijuma.

Ozon u prirodi i njegovo dobivanje (stvaranje)[uredi - уреди]

Glavni članak: Ozon

Ozon je plavkasti plin karakterističnog prodornog mirisa, koji je jako oksidacijsko sredstvo, zbog čega se pare alkohola zapale. Dobio je ime po grč. riječi ozein, što znači; onaj koji miriše. Kisik se u prirodi, osim u obliku dvoatomne molekule, javlja i kao troatomna molekula O3. Kisik (O2) i ozon (O3) su alotropske modifikacije kisika.
Ozon je alotropska modifikacija kisika čije se molekule sastoje od tri kisikova atoma. Obje veze između atoma kisika su jednako dugačke, što upućuje na to da u molekuli ozona ne postoji dvostruka veza, nego da jedan elektronski par istodobno okružuje jezgre sve tri jezgre. Prema tome, u molekuli ozona postoje delokalizirani elektroni.
Rezonancijske strukture označavaju samo jednu vrstu molekula s delokaliziranim elektronima, a ne smjesu strukturno različitih molekula koje brzo prelaze jedna u drugu.

Kada ljeti, nakon olujnog pljuska s grmljavinom, osvane vedar i sunčan dan, osjeti se miris "svježeg zraka". To je miris ozona u vrlo malim koncentracijama. Miris ozona osjeti se u zraku već pri volumnom udjelu 1ppm.

Ozon u prirodi nastaje u nižim slojevima atmosfere (troposferi) i u višim slojevima atmosfere (stratosferi; gdje ga najviše i ima - na visini 20 - 25 km od tla). U stratosferi nastaje iz elementarnog kisika. On apsorbira ultraljubičasto zračenje koje dolazi sa Sunca i čije je djelovanje štetno za žive organizme. Bez stratosferskog ozona, život na Zemlji ne bi bio moguć. Količina ozona u troposferi u prvih 5km inad tla stalno raste, što je posljedica povećanja prometa i industrije.

Razna tehnološka dostignuća (npr. mlazni zrakoplovi), kao i uporaba novih organskih tvari, uzrokovali su smanjenje koncentracije ozona. Posljedica toga je razrjeđivanje ozonskog sloja, odnosno, kako je to slikovito nazvano, stvaranje "ozonskih rupa". Prve rupe su otkrivene iznad Antarktike 1985 godine.

Ozon se općenito dobiva međusobnom rekacijom atomnog i molekulnog kisika. Za dobivanje atomnog kisika treba dovesti energiju najčešće u obliku UV-zračenja ili visokog izmeničnog napona. U laboratoriju se dobiva u ozonizatorima električnim izbijanjem u atmosferi kisika.
Smjesa u cijevi ozonizatora se hladi, jer se dobiveni ozon brzo raspada. U smjesi dobivenoj u ozonizatoru je volumni udio ozona 15%. Čist ozon može se dobiti ukapljivanjem dobivene smjese tekućim zrakom i frakcijskom destilacijom.
Osim u ozonizatoru (koji se pojnajčešće koristi za pročiščavanje rijeka), ozon se u laboratoriju može dobiti reakcijom kalijevog permanganata i koncentrirane sumporne kiseline.

Međunarodni dan ozona se obilježava 16. rujna.

Uporaba ozona[uredi - уреди]

Ozon je štetan za zdravlje jer nadražuje dišne organe, veće koncentracije izazivaju krvarenje iz nosa i glavobolju, a mogu izazivati i smrt. Poslije fluora je najjače oksidacijsko sredstvo, pa se na tom svojstvu osniva njegova uporaba. Služi za sterilizaciju vode, operacijskih, kino i sportskih dvorana (za ubijanje mikroorganizama), zatim u farmaceutskoj, kozmetičkoj, tiskarskoj industriji te u industriji papira, tekstila i umjetnih materijala.
1987.g. donesen je Montrealski protokol - sporazum kojim se zemlje potpisnice obvezuju na smanjenje uporabe freona za 50%.

Freon[uredi - уреди]

Glavni članak: Freon

Freoni su fluorirani i klorirani derivati jednostavnih ugljikovodika, koji oštećuju ozon. Kao sintetski spojevi dobiveni su još 1928. godine. Lako se proizvode i nisu izravno štetni na ljudsko zdravlje, nisu korozivni, a vrlo su postojani. Imaju široku primjenu, npr. u rashladnim uređajima, hladnjacima, te kao potisni plinovi u sprejevima.

Pošto su nereaktivni i hlapljivi, godinama difundiraju u sve više slojeve atmosfere do stratosfere. Iz molekula freona, djelovanjem sunčeve svjetlosti, oslobađaju se atomi klora. Atom klora reagira s molekulom ozona, pri čemu nastaju kisik i reaktivni klorov (II) oksid, nazvan i "dimeći pištolj". Njegovom reakcijom s atomom kisika, atom klora se ponovo oslobađa i niz reakcija se ponavlja. Tako samo jedan atom klora može razoriti nekoliko tisuća molekula ozona.

U navedenim reakcijama atom klora mogao bi se smatrati katalizatorom koji višestruko ubrzava raspad ozona.

Čak i kada bi se potpuno obustavila upotreba freona, bilo bi potrebno stotinjak godina da nestanu iz atmosfere.

Voda[uredi - уреди]

Glavni članak: Voda

Najrasprostranjeniji spoj kisika na zemlji je voda.
Voda je prisutna u svakom organizmu i nužna je za život svih živih bića. Voda je reaktant, ali i produkt u mnogim reakcijama. Reagira s nekim metalima i nemetalima, kao i s njihovim oksidima.
Iako je voda dobro otapalo za mnoge soli, samo s nekima i reagira.

Voda ima osobinu da lako otapa mnoge tvari, pa tako, u svom kružnom toku u prirodi, voda otopi dio tvari sa kojima se susretne bez obzira na to da li su te tvari krute, tekuće ili plinovite. Voda koja ima male količine otopljenih tvari naziva se meka voda, a voda koja sadrži veće količine otopljenih minerala naziva se tvrda voda.

Dan voda se obilježava 22. ožujka.

Laboratorijsko dobivanje i kemijska svojstva kisika[uredi - уреди]

Kisik se u laboratoriju može dobiti iz spojeva bogatih kisikom koji ga relativno lako otpuštaju.

Zagrijavanjem kalijevog permanganata nastaje kisik (koji se dokazuje tinjajućom triješčicom). Kalijev permanganat se razlaže na kisik, manganov(IV) oksid i kalijev manganat (K2MnO4).

2 KMnO4(s) --> K2MnO4(s) + MnO2(s) + O2(g)

Osim iz kalijeva permanganata kisik možemo dobiti termičkihm raspadom i nekih drugih spojeva, primjerice kalijeva klorata (KClO3), kalijeva nitrata (KNO3), živina(II) oksida (HgO).

a) Zgrijavanjem kalijeva klorata razvija se kisik, čije se nastajanje ubrzava dodatkom katalizatora manganova(IV) oksida.

2KClO3(s) --->(MnO2)---> 2 KCl(s) + 2 O2(g)

b) Sumpor gori na zraku plavičastim plamenom, a u čistom kisiku intezivnim plavim plamenom.

S(s) + O2(g) ---> SO2(g)

Nastali sumporov(IV) oksid ima kisela svojstva, što dokazuje promjena boje indikatora.

c) Željezna vuna vrlo intezivno izgara u kisiku stvarajući mnogo iskrica.

3 Fe(s) + 2 O2(g) --> Fe3O4(s)

Produkt gorenja je složeni željezov oksid FeO x Fe2O3.

U čistom kisiku procesi oksidacije i izgaranja napreduju brže i burnije nego s kisikom iz zraka. Na sličan način se može objasniti i zašto ljudi ne mogu živjeti u čistom kisiku. Udisanjem zraka u kojem je O2 = 21%, reakcije oksidacije u organizmu odvajaju se sporije, što odgovara našem metabolizmu. Osim gorenja i disanja, značajna reakcija s kisikom je korozija, osobito metala. Kisik zbog velike reaktivnosti, osim s navedenim elementima, reagira i s većinom nemetala i metala.

S nemetalima većinom stvara kisele okside, a s metalima bazične okside, perokside ili superokside. Zbog iako pozitivnog redukcijskog elektrodnog potencijala, kisik je najvažnije oksidacijsko sredtvo, pa se upravo na tom svojstvu temelji njegova uporaba.

Industrijsko dobivanje kisika[uredi - уреди]

Laboratorijski načini dobivanja kisika preskupi su za industrijske potrebe, pa se u tu svrhu kisik dobiva iz dviju vrlo pristupačnih i jeftinih sirovina - zraka i vode.

Iz zraka se dobiva kontinuiranom frakcijskom destilacijom tekućeg zraka, budući da su vrelišta dušika (N2 = -196°C) i kisika različita. Najprije se iz zraka uklone (zrak se očisti) prašina, ugljikov(IV) oksid, vlaga i druge primjese, pa se zatim ukapljuje najčešće u Lindeovim postupkom kojim se mogu postići temperature niže od -200°C.
U Lindeovu se uređaju zrak najprije komprimira. Pri tome se zagrije pa se hladi vodom. Prolaženjem kroz prigušeni ventil naglo se širi i još jače ohladi. Tako ohlađeni ekspandirani zrak vraća se u kompresor i usput u izmjenjivaču topline hladi zrak koji će se tek ekspandirati. Prije ponovnog ulaska u kompresor dovodi se potrebna količina novog zraka. Proces se ponavlja dok se zrak ne ohladi dovoljno da se ukaplji (-200°C).

Dobiveni tekući zrak dovodi se u kolonu za frakcijsku destilaciju, koja se grije odozdo, pa tekući zrak počinje isparavati. Kako je dušik hlapljiviji sastojak, pare tekućeg zraka koje se kreću prema vrhu kolone obogaćuju se dušikom, dok se tekući kisik kao teže hlapljiv sastojak spušta niz kolonu u pri dnu odvodi iz kolone.
Ovim se postupkom ne dobiju odmah čisti kisik i dušik, jer dobivene frakcije uvijek sadrže plemenite plinove. Za dobivanje vrlo čistog kisika, kao i za dobivanje plemenitih plinova, svaku frakciju valja ponovo nekoliko puta frakcijski destilirati.
Nešto skuplji (i zato rjeđi) način dobivanja kisika je elektroliza vode. Pritom se na anodi dobiva potpuno čist kisik. Primjenjuje se kad je uz kisik potreban i vodik ili tamo gdje ima dovoljno jeftine električne energije.

Distribucija[uredi - уреди]

Najčešće se isporučuje u čeličnim sudovima - bocama, pod pritiskom od 150 bara. Boce su pojedinačne ili u baterijama - paletama sa zajedničkim ventilom za punjenje i pražnjenje, u baterijama sudova - boca trajno ugrađenim na transportno vozilo ili u tečnom agregatnom stanju specijalnim transportnim vozilima do rezervoara korisnika kiseonika.

E948[uredi - уреди]

E948 je kod za aditiv kisik u hrani.

  • Funkcija i karakteristike: koristi se u modifikovanoj atmosferi kod pakovanja kao sredstvo zaštite.
  • Proizvodi: u gasu pakovano povrće[22]

Kružni tok kisika[uredi - уреди]

Život na Zemlji rezultat je evolucije temeljene na Sunčevoj energiji, prisutnosti elementarnog kisika i njegovih spojeva ugljikova(IV) oksida i vode. Vjerojatno je sav elementarni kisik prisutan u atmosferi nastao fotosintezom. Iako se stalno troši za životne procese organizama koji dišu, za gorenje i idustrijske procese, njegov je volumni udio u zraku stalan. Dakle, uspostavljena je prirodna dinamička ravnoteža - njegov kružni tok.

Kružni tok kisika je složen, jer se kisik u prirodi osim elemenataran, javlja i u vrlo mnogo kemijskih spojeva. Pojednostavljeno ga možemo opisati kao proces u kojem sudjeluju biljke, životinje i čovjek sa svojim aktivnostima te Sunčeva energija.

Samo zračni omotač Zemlje s volumnim udjelom kisika od 21% sadrži nepredočive količine od oko 1 200 000 milijardi tona slobodnoga kisika (1,2 x 1014 t).

Vidite još[uredi - уреди]

Reference[uredi - уреди]

  1. GESTIS baza podataka
  2. Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report) u: Pure and Applied Chemistry. 2010, str. 1, DOI:10.1351/PAC-REP-10-09-14
  3. Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. u: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, str. 328–337, DOI:10.1021/je1011086
  4. Römpp Lexikon Chemie. Georg Thieme Verlag, 1989., 9. izd., ISBN 3-13-734609-6
  5. Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3
  6. Sauerstoff, Lexikon der Geowissenschaften
  7. E. Pilgrim: Entdeckung der Elemente, Mundus Verlag, Stuttgart 1950.
  8. Joseph Priestley: „An Account of Further Discoveries in Air. By the Rev. Joseph Priestley, LL.D. F. R. S. in Letters to Sir John Pringle, Bart. P. R. S. and the Rev. Dr. Price, F. R. S.“, u: Phil. Trans., 1. januar 1775, 65, str. 384–394; DOI:10.1098/rstl.1775.0039
  9. Claude Allègre, Gérard Manhès, Éric Lewin: Chemical composition of the Earth and the volatility control on planetary genetics. u: Earth and Planetary Science Letters, 2001, 185 (1–2), str. 49–69; DOI:10.1016/S0012-821X(00)00359-9
  10. dtv-Atlas Chemie, Tom 1, dtv-Verlag, 10. izdanje (2006)., ISBN 978-3-423-03217-9
  11. 11.0 11.1 11.2 11.3 11.4 11.5 11.6 Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. izd., de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, str. 497–540.
  12. A. M. Davies (ur.): Treatise on Geochemistry, Volume 1: Meteorites, Comets, and Planets, Elsevier, 2003, ISBN 0-08-044720-1
  13. Kippenhahn, Weigert: Stellar Structure and Evolution, 1. izd., Springer, Berlin 1991, ISBN 3-540-58013-1
  14. M.J. Kirschner: Oxygen u Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2012 Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim, DOI:10.1002/14356007.a18_329
  15. National Physical Laboratory, Kaye and Laby: Tables of Physical and Chemical Constants, 16 izd., 1995; D. Ambrose, M.B. Ewing, M.L. McGlashan, Critical constants and second virial coefficients of gases.
  16. J. A. Dean: Lange's Handbook of Chemistry, 15. izd., McGraw-Hill, 1999; sekcija 6; tabela 6.5 Critical Properties.
  17. Juergen Carstens: Berechnung der NOx-Rohemission eines Verbrennungsmotor im Schichtladebetrieb, The IP.com Journal, 2003.
  18. 18.0 18.1 The Nubase evaluation of nuclear and decay properties (PDF) ((en))
  19. NMR-osobine kisika na www.webelements.com
  20. Arzneimittelgesetz – AMG, § 50. (PDF), 10. juni 2007.
  21. A. New: „Oxygen: kill or cure? Prehospital hyperoxia in the COPD patient“. u: Emerg Med J, 2006, 23, str. 144–146
  22. E948: Oxygen

Literatura[uredi - уреди]

  • Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). "Oxygen". u: Clifford A. Hampel. The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. str. 499–512. LCCN 68-29938. 
  • Emsley, John (2001). "Oxygen". Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, England, UK: Oxford University Press. str. 297–304. ISBN 0-19-850340-7. 
  • Raven, Peter H.; Evert, Ray F.; Eichhorn, Susan E. (2005). Biology of Plants (7th izd.). New York: W.H. Freeman and Company Publishers. str. 115–27. ISBN 0-7167-1007-2. 
  • Walker, J. (1980). "The oxygen cycle". u: Hutzinger O.. Handbook of Environmental Chemistry. Volume 1. Part A: The natural environment and the biogeochemical cycles. Berlin; Heidelberg; New York: Springer-Verlag. str. 258. ISBN 0-387-09688-4. 
  • Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle, de Gruyter, Berlin 1998, ISBN 3-11-012322-3.
  • N.N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, VCH Verlagsgesellschaft, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 775–839.
  • Hans Breuer: dtv-Atlas Chemie, Band 1, 9. Auflage, dtv-Verlag, 2000, ISBN 3-423-03217-0.
  • Nick Lane: Oxygen – the molecule that made the world, Oxford Univ. Press, Oxford 2003, ISBN 0-19-860783-0.
  • Glenn J. MacPherson: Oxygen in the solar system, Mineralogical Society of America, Chantilly 2008, ISBN 978-0-939950-80-5.

Vanjske veze[uredi - уреди]