|
Dobivanje kisika:
Za laboratorijske potrebe kisik se najčešće dobiva zagrijavanjem
klorata pri čemu se kao katalizatori upotrebljavaju oksidi MnO2 i Fe2O3 ili usitnjeni natrijev klorid
(NaCl). Reakcija se odvija prema jednadžbi:
2KClO3(S) -> 2KCI(s) + 3O2(g)
Umjesto klorata može se zagrijavati barijev peroksid na temperaturu od 750°C. Zanimljivo je da nastali barijev oksid može primati kisik (pritom nastaje peroksid) pri temparaturi nešto nižoj od 750°C.
Za industrijsko dobivanje kisika upotrebljavaju se dvije metode: elektroliza vode (kojom se dobiva oko 1% ukupne proizvodnje kisika) i frakcijska destilacija ukapljenog (tekućeg) zraka kojom se podmiruje 99% ukupne potrebe kisika.
Elektrolizom vode (u biti vrlo razrjeđene otopine alkalijskih hidroksida jer čista voda slabo provodi električnu struju) pored kisika dobiva se i vrlo čisti vodik. Postupkom frakcijske destilacije zraka, pored kisika dobiva se i dušik, a katkad i plemeniti plinovi prisutni u atmosferi. Ovim postupkom prvo se iz zraka izdvoji CO2, zatim se zrak ukapljuje Lindeovim ili nekim drugim postupkom i tako ukapljeni odvodi se u kolone za destilaciju.
Za ukapljivanje zraka koristi se Joule-Thompsonov efekt adijabatskog hlađenja (komprimirani plin se naglom ekspanzijom hladi). Efekt sniženja temperature ovom metodom je vrlo malen i za zrak iznosi otprilike 2,5°C/MPa pa je za dobivanje ukapljenog zraka potrebno višestruko ponovljanje postupka. Proces ukapljivanja se vrši kontinuirano tako da se stlačeni zrak ohladi rashladnom vodom i pusti da ekspandira na normalni tlak prolaskom kroz prigušni ventil u ekspanzijsku posudu. Tako ohlađen ekspandirani zrak vraća se u kompresor i usput hladi zrak koji će se ekspandirati. Ponavljanjem tog postupka zrak se toliko ohladi da prijeđe u tekuće stanje. Komponente tekućeg zraka, kisik i dušik, odijele se frakcijskom destilacijom na osnovi različitog vrelišta. Vrelište kisika je kod -182,96°C, a tekućeg dušika kod -195,8°C pa će se prije ukapljiti kisik.
Frakcijska destilacija vrši se u koloni koja se na dnu zagrijava pri čemu kisik i dušik počinju isparavati. Kako je dušik hlapljiviji, pare tekućeg zraka bogatije su dušikom. Plinoviti kisik i dušik penju se uz kolonu i prolaze kroz tekući zrak pri čemu se dio kisika ukaplji, a dio ukapljenog dušika prevede u plinovito stanje. Tekući kisik slijeva se niz stijenke na dno kolone, a plinoviti dušik penje prema vrhu kolone.
Svojstva i upotreba kisika:
Prirodni kisik je smjesa od tri stabilna izotopa 16O (-99,76%), 17O (-0,04%)
i 18O (-0,2%), a poznato je i deset radioaktivnih izotopa kisika, svi s vrlo kratkim vremenom poluraspada. Kisik se pojavljuje u tri alotropske modifikacije: kao dvoatomna molekula O2, kao troatomna molekula 03
(čiji plin zovemo ozon), te kao rijetka i vrlo nestabilna, nemagnetska, četveroatomna molekula O4.
Kisik (O2) pri sobnoj temperaturi je plin bez boje, okusa i mirisa. Hlađenjem prelazi u blijedoplavu tekućinu s vrelištem pri -182,96°C, a pri -218,9°C prelazi u čvrsto stanje s jednostavnom kubičnom
kristalnom rešetkom i plavkastom nijansom. Tekući i čvrsti kisik izrazito su paramagnetični. Kisik se slabo otapa u vodi i alkoholu, a nešto bolje u organskim otapalima kao što su tetraklormetan, benzen, aceton i dietileter. Mnogi se metali izravno oksidiraju s kisikom. Kod povišene temperature spaja
se s brojnim tvarima uz pojavu svjetlosti i oslobađanje dodatne topline što je proces izgaranja dotične tvari. Kisik je neophodan za život organizama jer je potreban za disanje. Međutim, previše kisika može biti vrlo opasno, pa čak i smrtonosno. Tako npr. višak kisika koji odgovara parcijalnom tlaku većem od 76 kPa oštećuje
i pluća, a dulje udisanje kisika pod parcijalnim tlakom od 100 kPa ili većim uzrokuje groznicu, povraćanje, poteškoće u središnjem živčanom sustavu i druge komplikacije. Kako se velike količine kisika troše disanjem živih bića i procesa gorenja pri čemu nastaje CO2, potrošene količine stalno se obnavljaju procesom fotosinteze u biljnom svijetu čime se zatvara kružni tok
kisika u prirodi.
Velike količine kisika troše se u raznim industrijama - od proizvodnje metala (posebno željeza, odnosno čelika) do primjene u kemijskoj industriji za procese oksidacije i sinteze (metanol, etilen oksid). Kisik se koristi kao oksidans raketnih goriva, pri autogenom zavarivanju i rezanju metala, u aparatima za disanje, itd. Zrak (odnosno kisik iz zraka) omogućuje gorenje svih vrsta fosilnih goriva (plina, nafte, ugljena), a ima vrlo široku primjenu: od kućanstava (štednjaci, centralno grijanje) i industrije (termoelektrane, toplane) do transporta. Svi motori s unutrašnjim izgaranjem (automobilski, brodski, mlazni, diesel lokomotive, itd.) troše kisik, a u atmosferu izbacuju proizvode izgaranja, od kojih je CO2 najobilniji zagađivač. Osim u zraku, zagađenja u otpadnim vodama troše kisik otopljen u vodi koji je neophodan za život u vodi.
Ozon (O3) modrikasti je plin karakteristična mirisa koji nastaje u višim slojevima atmosfere (stratosferi) spajanjem molekula kisika
s atomima kisika nastalih disocijacijom molekularnog kisika (O2) fotokemijskim djelovanjem ultraljubičastog zračenja sa Sunca. U laboratorijskim uvjetima ozon se može dobiti električnim izbojem u atmosferi kisika (na taj način stvara se i kod elektrolučnog zavarivanja bez zaštitne atmosfere) ili elektrolizom sumporne kiseline vrlo jakom strujom. Difrakcijom elektrona na molekulama ozona utvrđeno je da molekula rezonira između četiri rezonantna stanja, ali je uvijek dipolna (ima nesimetričnu građu slično molekuli vode) i u svim formama kut u 0-0-0 vezi je 127 +/- 3°. U vodi je oko pedeset puta topljiviji od kisika (zbog molekularnog dipola). Jako je oksidacijsko sredstvo, ima baktericidno djelovanje, izbjeljuje boje i lako reagira s nezasićenim organskim
spojevima. Upotrebljava se za dobivanje organskih ozonida, za sterilizaciju vode i prostorija, za dezodoriranje tvari s nepoželjnim mirisom i za izbjeljivanje boja.
Kako je već napomenuto, ozon se stvara u stratosferi pod djelovanjem ultraljubičastog zračenja sa Sunca. Takva proizvodnja ozona u stalnoj je ravnoteži s procesom fotodisocijacije tako da se u navedenom sloju atmosfere održava sloj stalne koncentracije ozona, tj. ozonski sloj (omotač). On ima izuzetno važnu ulogu za održanje života na Zemlji jer apsorbira najopasnije kratkovalno ultraljubičasto zračenje. Zadnjih desetak godina uočena je pojava uništavanja ozonskog sloja u pojedinim dijelovima atmosfere, poglavito iznad Antartika i na Južnoj polutki. Pojava je nazvana stvaranje ozonskih rupa, a utvrđeno je da je posljedica ispuštanja u atmosferu plinovitih klorofluorokarbonata (CFC) koji zračnim strujanjem dolaze u stratosferu gdje djeluju kao katalizator disocijacije molekula ozona narušavajući uspostavljenu ravnotežu stvaranja ozona.
Spojevi kisika:
Kako se kisik spaja sa svim elementima osim s helijem i neonom te s brojnim elementima gradi i više spojeva, brojnost njegovih spojeva je jako velika. Kisik stvara spojeve u kojima može imati oksidacijski broj -2, -1 i -1/2. Uz gotovo svaki od elemenata opisan je i poneki spoj u kojem je prisutan kisik, pa će ovdje biti spomenute samo karakteristične skupine spojeva i neka njihova opća svojstva.
Od svih spojeva na Zemlji su najrašireniji oksidi, a mogu se svrstati prema nekim načelima, npr. prema strukturi ili nekim od kemijskih svojstava. Uobičajeno je razvrstavanje prema kiselo-baznim svojstvima u četiri skupine:
1. kiseli oksidi koji s vodom daju kisele reakcije, otapaju se u lužinama ili ih izravno neutraliziraju, a tipični predstavnici su oksidi nemetala, npr. SO3, NO2...
2. bazni oksidi koji s vodom daju alkalnu (lužnatu) reakciju, otapaju se u kiselinama ili ih izravno neutraliziraju, a tipični predstavnici su oksidi
alkalnih i zemnoalkalnih metala, npr. Na2O i BaO.
3. amfoterni oksidi koji se, ovisno o uvjetima, mogu otapati u kiselinama i u lužinama, te mogu neutralizirati i kiseline i lužine, a tipični predstavnici su oksidi amfoternih elemenata, npr. Zna i Al2O3.
4. neutralni oksidi koji ne reagiraju s vodom, ne otapaju se u kiselinama niti u lužinama niti ih neutraliziraju, npr. CO i N2O.
Kiselo-alkalna svojstva oksida elemenata koji mogu imati različite oksidacijske
brojeve ovise o stupnju oksidacije, a općenito pravilo je da su oksidi s višim oksidacijskim brojem kiseliji, npr. MnO (bazičan) > Mn2O3 (bazičan) > MnO2 (amfoteran) > Mn2O7 (kiseo)
Ovisno o izvoru, oksidi se mogu dobiti na različite načine: žarenjem hidroksida (Al(OH)3), karbonata (CaCO3), nitrata (KNO3), zagrijavanjem peroksida (BaO2), taloženjem oksida odnosno hidroksida iz vodenih otopina zakiseljavanjem (Fe2O3, Ba(OH)2) i (eventualnim) grijanjem, direktnom sintezom iz elemenata (CO, CO2, P4O10, MO gdje je M metal) i spaljivanjem raznih gorivih materijala.
Voda (H2O, vodikov oksid) najvažniji je oksid i spoj. Pri sobnoj temperaturi je prozirna tekućina bez mirisa, okusa i boje, a u debljem sloju je plavkasta. Molekula je izrazito dipolnog karaktera, pa je voda efikasno otapalo za ionske spojeve. Iz istog razloga voda je relativno reaktivan spoj i stvara hidrate s velikim brojem spojeva, a hidrolizira i neke kovalentne spojeve, prvenstveno halogenide. Vrelište joj je pri 100°C, talište pri 0°C, a najveću gustoću ima pri temperaturi od 3,98°C. Celzijeva temperaturna skala koristi čistu vodu za standard,
tako da je trojna točka vode (led, voda i para u ravnoteži) uzeta za ishodište, a vrelište vode je 100°C. Prirodne vode dijele se na atmosferske (oborinske), površinske (riječne, jezerske i morske) i podzemne
(mineralne, slane, itd. koje se pojavljuju kao razni izvori). Najčišće su atmosferske vode, dok ostale vode sadrže veće ili manje količine otopljenih soli. Prema vrsti i količini otopljenih soli, vode se dijele na tvrde i meke vode. Voda je prijeko potrebna za život svih organizama, a tvori više od 2/3 ljudskog tijela.
Peroksidi su općenito, ali ne uvijek, spojevi tipa MO2 gdje je M atom metala. Poznati su peroksidi svih alkalnih i zemnoalkalnih metala (tj. elemenata I. A i II. A skupine). Peroksidi nekih metala oblika MO2 su dioksidi (npr. PbO2, MnO2...). Važniji peroksidi:
-Barijev peroksid (BaO2) dobiva se zagrijavanjem elementarnog barija s kisikom kod tlaka od 0,3 MPa. Upotrebljava se za dobivanje razrijeđenih otopina vodikovog peroksida i kao nosilac kisika za paljenje zapaljivih masa.
-Vodikov peroksid (H2O2) bezbojna je tekućina koja se vrlo lako raspada, a nečistoće, prašina i
svjetlost ubrzavaju raspadanje. Zbog toga se mora čuvati u tamnim bocama s dodatkom H3PO4, mokraćne ili barbituratne kiseline koji inhibiraju utjecaj katalizatora. S vodom se miješa u svim omjerima, lako otpušta kisik pa djeluje kao jaki oksidans. Na tržište dolazi kao 3% ili 30% vodena otopina. Upotrebljava se kao sredstvo za bijeljenje, oksidaciju i dezinfekciju u kirurgiji.
-Superoksidi su spojevi kisika s težim elementima I. A skupine (K, Na, Rb, Sr i Cs) tipa MO2. Svi tvore kristalne spojeve koje sadrže kation M+ i anion O2^-. Superoksidi su obojeni, paramagnetični i nestabilni spojevi koji se zagrijavanjem raspadaju na metalni oksid i kisik.
|
Info
ovosti
Općenito
o elementu
