Kisik (lat. Oxygenium), O, kemijski element skupine VI periodnega sistema Mendelejeva; atomsko število 8, atomska masa 15,9994. V normalnih pogojih je kisik plin brez barve, vonja in okusa. Težko je poimenovati še en element, ki bi imel tako pomembno vlogo na našem planetu kot kisik.

Zgodovinska referenca. Procesi zgorevanja in dihanja že dolgo pritegnejo pozornost znanstvenikov. Prve indikacije, da ne podpira izgorevanja ves zrak, temveč le njegov »aktivni« del, so bile najdene v kitajskih rokopisih iz 8. stoletja. Mnogo kasneje je Leonardo da Vinci (1452-1519) obravnaval zrak kot mešanico dveh plinov, od katerih se pri gorenju in dihanju porablja le eden. Dokončno odkritje dveh glavnih sestavin zraka - dušika in kisika, ki je naredilo obdobje v znanosti, se je zgodilo šele konec 18. stoletja. Kisik sta skoraj sočasno pridobila K. Scheele (1769-70) s kalciniranjem solitre (KNO3, NaNO3), manganovega dioksida MnO2 in drugih snovi ter J. Priestley (1774) s segrevanjem rdečega svinca Pb3O4 in živosrebrovega oksida HgO. Leta 1772 je D. Rutherford odkril dušik. Leta 1775 je A. Lavoisier, ko je izvedel kvantitativno analizo zraka, ugotovil, da je "sestavljen iz dveh (plinov) drugačnega in tako rekoč nasprotnega značaja", to je iz kisika in dušika. Na podlagi obsežnih eksperimentalnih raziskav je Lavoisier pravilno razložil zgorevanje in dihanje kot procesa interakcije snovi s kisikom. Ker je kisik del kislin, ga je Lavoisier imenoval oxygene, to je "tvorjenje kislin" (iz grškega oxys - kislo in gennao - rodim; od tod rusko ime "kisik").

Porazdelitev kisika v naravi. Kisik je najbolj razširjen kemični element na Zemlji. Vezani kisik predstavlja približno 6/7 mase Zemljinega vodnega ovoja - hidrosfere (85,82 mas. %), skoraj polovico litosfere (47 mas. %) in le v atmosferi, kjer je kisik v prosti stanju, ali zavzema drugo mesto (23 ,15 mas. %) za dušikom.

Kisik je na prvem mestu tudi po številu mineralov, ki jih tvori (1364); Med minerali, ki vsebujejo kisik, prevladujejo silikati ( glinenci, sljude in drugi), kremen, železovi oksidi, karbonati in sulfati. Živi organizmi vsebujejo v povprečju okoli 70 % kisika; je del večine najpomembnejših organskih spojin (beljakovin, maščob, ogljikovih hidratov itd.) in v sestavi anorganskih spojin skeleta. Vloga prostega kisika je izjemno pomembna v biokemičnih in fizioloških procesih, predvsem pri dihanju. Z izjemo nekaterih anaerobnih mikroorganizmov vse živali in rastline pridobivajo energijo, potrebno za življenje, z biološko oksidacijo različnih snovi s pomočjo kisika.

Celotna masa prostega kisika na Zemlji je nastala in se ohranja zaradi vitalne aktivnosti zelenih rastlin na kopnem in v Svetovnem oceanu, ki sproščajo kisik v procesu fotosinteze. Na zemeljski površini, kjer poteka fotosinteza in prevladuje prosti kisik, se oblikujejo močno oksidativne razmere. Nasprotno, v magmi, pa tudi v globokih horizontih podzemne vode, v muljih morij in jezer, v močvirjih, kjer ni prostega kisika, nastane redukcijsko okolje. Redoks procesi, ki vključujejo kisik, določajo koncentracijo številnih elementov in nastanek mineralnih nahajališč - premoga, nafte, žvepla, železove rude, bakra itd. Spremembe v kroženju kisika povzroča tudi gospodarska dejavnost človeka. V nekaterih industrializiranih državah se pri izgorevanju goriva porabi več kisika, kot ga proizvedejo rastline med fotosintezo. Skupaj se na svetu letno porabi približno 9·109 ton kisika za zgorevanje goriva.

Izotopi, atom in molekula kisika. Kisik ima tri stabilne izotope: 16O, 17O in 18O, katerih povprečna vsebnost je 99,759 %, 0,037 % in 0,204 % celotnega števila atomov kisika na Zemlji. Močna prevlada najlažjega med njimi, 16O, v mešanici izotopov je posledica dejstva, da je jedro atoma 16O sestavljeno iz 8 protonov in 8 nevtronov. In takšna jedra so, kot izhaja iz teorije atomskega jedra, še posebej stabilna.

V skladu s položajem kisika v periodnem sistemu elementov Mendelejeva se elektroni atoma kisika nahajajo v dveh lupinah: 2 na notranji in 6 na zunanji (konfiguracija 1s22s22p4). Ker je zunanja lupina kisikovega atoma nezapolnjena in sta ionizacijski potencial in elektronska afiniteta 13,61 oziroma 1,46 eV, kisikov atom v kemičnih spojinah običajno pridobi elektrone in ima negativen efektivni naboj. Nasprotno, spojine, v katerih se elektroni odcepijo (natančneje odtegnejo) od atoma kisika, so izjemno redke (kot na primer F2O, F2O3). Prej je bil kisikov atom v oksidih in večini drugih spojin na podlagi izključno položaja kisika v periodnem sistemu pripisan negativen naboj (-2). Vendar pa, kot kažejo eksperimentalni podatki, ion O2 - ne obstaja niti v prostem stanju niti v spojinah in negativni efektivni naboj atoma kisika skoraj nikoli bistveno ne presega enote.

V normalnih pogojih je molekula kisika dvoatomna (O2); pri tihi električni razelektritvi nastane tudi triatomna molekula O3 - ozon; pri visokih tlakih se molekule O4 nahajajo v majhnih količinah. Elektronska struktura O2 je teoretično zelo zanimiva. V osnovnem stanju ima molekula O2 dva nesparjena elektrona; »običajna« klasična strukturna formula O=O z dvema dvoelektronskima vezama zanj ne velja. Celovita razlaga tega dejstva je podana v okviru teorije molekularnih orbital. Energija ionizacije molekule kisika (O2 - e > O2+) je 12,2 eV, elektronska afiniteta (O2 + e > O2-) pa 0,94 eV. Disociacija molekularnega kisika na atome pri običajni temperaturi je zanemarljiva; opazna postane šele pri 1500 °C; pri 5000°C so molekule kisika skoraj popolnoma disociirane na atome.

Fizikalne lastnosti kisika. Kisik je brezbarven plin, ki pri -182,9 °C in normalnem tlaku kondenzira v bledo modro tekočino, ki se pri -218,7 °C strdi in tvori modre kristale. Gostota plinastega kisika (pri 0 °C in normalnem tlaku) je 1,42897 g/l. Kritična temperatura kisika je precej nizka (Tcrit = -118,84°C), to je nižja kot pri Cl2, CO2, SO2 in nekaterih drugih plinih; Tcrit = 4,97 Mn/m2 (49,71 at). Toplotna prevodnost (pri 0°C) 23,86·10-3 W/(m·K). Molarna toplotna kapaciteta (pri 0°C) v J/(mol K) Сp = 28,9, Сv = 20,5, Сp/Сv = 1,403. Dielektrična konstanta plinastega kisika je 1,000547 (0°C), tekočega 1,491. Viskoznost 189 ppm (0°C). Kisik je slabo topen v vodi: pri 20°C in 1 atm se v 1m3 raztopi 0,031 m3 vode, pri 0°C pa 0,049 m3 kisika. Dobra trdna absorberja kisika sta platinasta črna in aktivno oglje.

Kemijske lastnosti kisika. Kisik tvori kemične spojine z vsemi elementi razen z lahkimi inertnimi plini. Kisik je najbolj aktivna (za fluorom) nekovina in neposredno sodeluje z večino elementov; izjema so težki inertni plini, halogeni, zlato in platina; njihove povezave s kisikom dobimo posredno. Skoraj vse reakcije kisika z drugimi snovmi - oksidacijske reakcije - so eksotermne, to pomeni, da jih spremlja sproščanje energije. Kisik reagira izjemno počasi z vodikom pri normalnih temperaturah; nad 550 °C se ta reakcija zgodi z eksplozijo 2H2 + O2 = 2H2O.

Kisik v normalnih pogojih zelo počasi reagira z žveplom, ogljikom, dušikom in fosforjem. Ko se temperatura dvigne, se hitrost reakcije poveča in pri določeni temperaturi vžiga, ki je značilna za vsak element, se začne gorenje. Reakcija dušika s kisikom je zaradi posebne trdnosti molekule N2 endotermna in postane opazna šele nad 1200°C ali pri električni razelektritvi: N2 + O2 = 2NO. Kisik aktivno oksidira skoraj vse kovine, zlasti alkalijske in zemeljsko alkalijske. Aktivnost interakcije med kovino in kisikom je odvisna od številnih dejavnikov - stanja kovinske površine, stopnje mletja in prisotnosti nečistoč.

V procesu interakcije snovi s kisikom je vloga vode izjemno pomembna. Na primer, tudi tako aktivna kovina, kot je kalij, ne reagira s kisikom, ki je popolnoma brez vlage, ampak se vžge v kisiku pri običajnih temperaturah v prisotnosti celo majhnih količin vodne pare. Ocenjuje se, da se zaradi korozije letno izgubi do 10 % vse proizvedene kovine.

Oksidi nekaterih kovin, ki dodajajo kisik, tvorijo peroksidne spojine, ki vsebujejo 2 ali več medsebojno povezanih atomov kisika. Tako peroksida Na2O2 in BaO2 vključujeta peroksidni ion O22-, superoksida NaO2 in СО2 - ion O2- ter ozonide NaO3, СО3, RbO3 in CsO3 - ion O3- eksotermno sodeluje s številnimi kompleksnimi snovmi. Tako amoniak gori v kisiku v odsotnosti katalizatorjev, reakcija poteka po enačbi: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O. Pri oksidaciji amoniaka s kisikom v prisotnosti katalizatorja nastane NO (ta postopek se uporablja pri proizvodnji dušikove kisline). Posebej pomembno je zgorevanje ogljikovodikov (zemeljski plin, bencin, kerozin) - najpomembnejši vir toplote v vsakdanjem življenju in industriji, na primer CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O. Interakcija ogljikovodikov s kisikom je osnova številnih pomembnih proizvodnih procesov - kot je na primer tako imenovana pretvorba metana, ki se izvaja za proizvodnjo vodika: 2CH4 + O2 + 2H2O = 2CO2 + 6H2. Številne organske spojine (ogljikovodiki z dvojnimi ali trojnimi vezmi, aldehidi, fenoli, pa tudi terpentin, sušilna olja in drugi) močno dodajajo kisik. Oksidacija hranilnih snovi v celicah s kisikom služi kot vir energije za žive organizme.

Pridobivanje kisika. Obstajajo 3 glavni načini pridobivanja kisika: kemični, elektroliza (elektroliza vode) in fizikalni (ločevanje zraka).

Kemična metoda je bila izumljena prej kot druge. Kisik lahko dobimo na primer iz bertholletove soli KClO3, ki pri segrevanju razpade in sprosti O2 v količini 0,27 m 3 na 1 kg soli. Barijev oksid BaO pri segrevanju na 540 °C najprej absorbira kisik iz zraka, pri čemer nastane peroksid BaO2, pri nadaljnjem segrevanju na 870 °C pa se BaO2 razgradi in sprosti čisti kisik. Pridobimo ga lahko tudi iz KMnO4, Ca2PbO4, K2Cr2O7 in drugih snovi s segrevanjem in dodajanjem katalizatorjev. Kemična metoda pridobivanja kisika je nizko produktivna in draga, nima industrijskega pomena in se uporablja le v laboratorijski praksi.

Metoda elektrolize je sestavljena iz prepuščanja enosmernega električnega toka skozi vodo, ki ji je dodana raztopina natrijevega hidroksida NaOH za povečanje njene električne prevodnosti. V tem primeru voda razpade na kisik in vodik. Kisik se zbira v bližini pozitivne elektrode elektrolizatorja, vodik pa v bližini negativne elektrode. Na ta način nastaja kisik kot stranski produkt pri proizvodnji vodika. Za pridobitev 2 m3 vodika in 1 m3 kisika se porabi 12-15 kWh električne energije.

Ločevanje zraka je glavni način pridobivanja kisika v sodobni tehnologiji. Zelo težko je ločiti zrak v normalnem plinastem stanju, zato se zrak najprej utekočini in nato loči na sestavne dele. Ta metoda pridobivanja kisika se imenuje ločevanje zraka z metodo globokega hlajenja. Najprej se zrak stisne s kompresorjem, nato pa se po prehodu skozi izmenjevalnike toplote razširi v ekspanderju ali dušilnem ventilu, zaradi česar se ohladi na temperaturo 93 K (-180 ° C) in se obrne v tekoči zrak. Nadaljnja ločitev tekočega zraka, ki je sestavljena predvsem iz tekočega dušika in tekočega kisika, temelji na razliki v vreliščih njegovih komponent [bp O2 90,18 K (-182,9 ° C), bp N2 77,36 K (-195,8 ° C)]. Pri postopnem izhlapevanju tekočega zraka najprej izhlapeva predvsem dušik, preostala tekočina pa se vedno bolj obogati s kisikom. Z večkratnim ponavljanjem podobnega postopka na destilacijskih pladnjih kolon za ločevanje zraka dobimo tekoči kisik zahtevane čistosti (koncentracije). ZSSR proizvaja majhne (več litrov) in največje na svetu naprave za ločevanje zraka s kisikom (35.000 m 3 /h kisika). Te naprave proizvajajo tehnološki kisik s koncentracijo 95-98,5 %, tehnični kisik s koncentracijo 99,2-99,9 % in čistejši, medicinski kisik, ki proizvaja izdelke v tekoči in plinasti obliki. Poraba električne energije se giblje od 0,41 do 1,6 kWh/m3.

Kisik lahko pridobimo tudi z ločevanjem zraka z metodo selektivne permeacije (difuzije) skozi membranske predelne stene. Zrak pod visokim pritiskom prehaja skozi fluoroplastične, steklene ali plastične predelne stene, katerih strukturna mreža je sposobna prehajati molekule nekaterih komponent in zadržati druge.

Plinasti kisik se hrani in transportira v jeklenih jeklenkah in sprejemnikih pri tlaku 15 in 42 Mn/m2 (150 oziroma 420 barov oz. 150 in 420 atm), tekoči kisik v kovinskih Dewarjevih posodah ali v posebnih cisternah. Za transport tekočega in plinastega kisika se uporabljajo tudi posebni cevovodi. Jeklenke s kisikom so pobarvane modro in imajo črno napisano besedo "kisik".

Uporaba kisika. Tehnični kisik se uporablja v procesih plinsko-plamenske obdelave kovin, pri varjenju, kisikovem rezanju, površinskem utrjevanju, metalizaciji in drugih, pa tudi v letalstvu, na podmornicah itd. Tehnološki kisik se uporablja v kemični industriji za proizvodnjo umetnih tekočih goriv, ​​mazalnih olj, dušikove in žveplove kisline, metanola, amoniaka in amonijevih gnojil, kovinskih peroksidov in drugih kemičnih izdelkov. Tekoči kisik se uporablja pri razstreljevanju, v reaktivnih motorjih in v laboratorijski praksi kot hladilno sredstvo.

Čisti kisik v jeklenkah se uporablja za dihanje na visoki nadmorski višini, med poleti v vesolje, pri potapljanju itd. V medicini se daje kisik za inhalacijo hudo bolnim, za pripravo kisika, vode in zraka (v kisikovih šotorih). ) kopeli, za intramuskularno dajanje itd. .P.

Kisik se pogosto uporablja v metalurgiji za intenziviranje številnih pirometalurških procesov. Popolna ali delna zamenjava zraka, ki vstopa v metalurške enote, s kisikom je spremenila kemijo procesov, njihove toplotne parametre ter tehnične in ekonomske kazalnike. Pihanje s kisikom je omogočilo zmanjšanje toplotnih izgub z izpušnimi plini, med katerimi je velik del predstavljal dušik pri pihanju. Ne da bi pomembno sodeloval v kemičnih procesih, je dušik upočasnil potek reakcij in zmanjšal koncentracijo aktivnih reagentov v redoks okolju. Pri čiščenju s kisikom se zmanjša poraba goriva, izboljša se kakovost kovine, v metalurških enotah je mogoče pridobiti nove vrste izdelkov (na primer žlindre in pline neobičajne sestave za določen proces, ki imajo posebno tehnično aplikacija), itd.

Prvi poskusi uporabe pihanja, obogatenega s kisikom, v proizvodnji plavžev za taljenje grodlja in feromangana so bili izvedeni hkrati v ZSSR in Nemčiji v letih 1932-33. S povečano vsebnostjo kisika v plavžnem pihu se močno zmanjša poraba le-tega, medtem ko se vsebnost ogljikovega monoksida v plavžnem plinu poveča in njegova zgorevalna toplota. Obogatitev piha s kisikom omogoča povečanje produktivnosti plavža, v kombinaciji s plinastim in tekočim gorivom, ki se dovaja v kurišče, pa vodi do zmanjšanja porabe koksa. V tem primeru se za vsak dodaten odstotek kisika v pihanju produktivnost poveča za približno 2,5 %, poraba koksa pa se zmanjša za 1 %.

Kisik v proizvodnji odprtega ognjišča v ZSSR je bil prvič uporabljen za intenzivnejše zgorevanje goriva (v industrijskem obsegu so kisik prvič uporabili za ta namen v obratih Serp in Molot ter Krasnoe Sormovo v letih 1932-33). Leta 1933 so začeli vbrizgavati kisik neposredno v tekočo kopel, da bi oksidirale nečistoče v zaključni fazi. S povečanjem intenzivnosti pihanja taline za 1 m 3 / t na 1 uro se produktivnost peči poveča za 5-10%, poraba goriva se zmanjša za 4-5%. Pri pihanju pa se izgube kovin povečajo. Ko je poraba kisika do 10 m 3 /t na 1 uro, se izkoristek jekla rahlo zmanjša (do 1%). Kisik postaja vse pogostejši v proizvodnji na prostem. Torej, če je bilo leta 1965 52,1% jekla topljeno s kisikom v odprtih pečeh, potem je bilo leta 1970 že 71%.

Poskusi o uporabi kisika v električnih pečeh v ZSSR so se začeli leta 1946 v tovarni Elektrostal. Uvedba kisikovega pihanja je omogočila povečanje produktivnosti peči za 25-30%, zmanjšanje specifične porabe energije za 20-30%, izboljšanje kakovosti jekla, zmanjšanje porabe elektrod in nekaterih redkih legirnih dodatkov. Oskrba električnih peči s kisikom se je izkazala za posebej učinkovito pri proizvodnji nerjavnih jekel z nizko vsebnostjo ogljika, katerih taljenje je zelo oteženo zaradi karburizacijskega učinka elektrod. Delež električnega jekla, proizvedenega v ZSSR z uporabo kisika, je nenehno naraščal in leta 1970 znašal 74,6% celotne proizvodnje jekla.

Pri kupolnem taljenju se s kisikom obogateno pihanje uporablja predvsem za visoko pregrevanje litega železa, ki je potrebno pri izdelavi visokokakovostnih, zlasti visokolegiranih ulitkov (silicij, krom itd.). Odvisno od stopnje obogatitve kupole s kisikom se poraba goriva zmanjša za 30-50%, vsebnost žvepla v kovini se zmanjša za 30-40%, produktivnost kupole se poveča za 80-100% in temperatura iz nje proizvedenega litega železa se močno poveča (do 1500°C).

Kisik se je v barvni metalurgiji razširil nekoliko pozneje kot v črni metalurgiji. S kisikom obogateno peskalo se uporablja pri pretvorbi kamenine, v procesih destilacije žlindre, Waeltzinga, aglomeracije in pri reflektivnem taljenju bakrovih koncentratov. Pri proizvodnji svinca, bakra in niklja je pihanje s kisikom intenziviralo procese taljenja jaška, zmanjšalo porabo koksa za 10-20 %, povečalo penetracijo za 15-20 % in zmanjšalo količino fluksov v nekaterih primerih za 2-3 krat. Obogatitev zračnega piha s kisikom do 30% med praženjem koncentratov cinkovega sulfida je povečala produktivnost procesa za 70% in zmanjšala količino izpušnih plinov za 30%.

lastnost izotopa kisikovega elementa

kisik

KISIK-A; m. Kemični element (O), plin brez barve in vonja, ki je del zraka, potreben za dihanje in gorenje ter tvori vodo v kombinaciji z vodikom.

◊ Nekomu zapreti kisik. Ustvariti nevzdržne pogoje za življenje in delo.

◁ Kisik, oh, oh. K. sreda. K povezave. Kth rezanje(plinsko rezanje). Kth varjenje(plinsko varjenje). Kth post; nekaj nezadostnosti (med.; zmanjšana vsebnost kisika v telesnih tkivih; hipoksija).

◊ Kisikova blazina (glej blazino).

kisik

(lat. Oxygenium), kemijski element VI skupine periodnega sistema. V prosti obliki ga najdemo v obliki dveh modifikacij - O 2 (»navaden« kisik) in O 3 (ozon). O 2 - plin brez barve in vonja, gostota 1,42897 g/l, t pl –218,6ºC, t kip –182,96ºC. Kemično najbolj aktivna (za fluorom) nekovina. Z večino drugih elementov (vodik, halogeni, žveplo, številne kovine itd.) Interagira neposredno (oksidacija) in praviloma s sproščanjem energije. Ko se temperatura poveča, se stopnja oksidacije poveča in lahko se začne gorenje. Živali in rastline dobijo energijo, potrebno za življenje, zaradi biološke oksidacije različnih snovi s kisikom, ki vstopa v organizme med dihanjem. Najpogostejši element na Zemlji; v obliki spojin sestavlja približno 1/2 mase zemeljske skorje; je del vode (88,8% teže) in mnogih tkiv živih organizmov (približno 70% teže). Prosti kisik v atmosferi (20,95 vol. %) nastaja in se ohranja zaradi fotosinteze. Kisik (oz. z njim obogaten zrak) se uporablja v metalurgiji, kemični industriji, medicini in kisikovih dihalnih aparatih. Tekoči kisik je sestavni del raketnega goriva.

KISIK

enciklopedični slovar. 2009 .

Sopomenke:

Oglejte si, kaj je "kisik" v drugih slovarjih:

- (Oxygenum). Plin brez barve, vonja in okusa. Rahlo topen v vodi (približno 1:43). Vdihavanje kisika se pogosto uporablja za različne bolezni, ki jih spremlja hipoksija: bolezni dihal (pljučnica, pljučni edem ... Slovar zdravil

8 O 1s 2 2s 2 2p 4 ; A r = 15,999 Izotopi: 16 O (99,759 %); 170 (0,037%); 180 (0,204%); EO - 3,5

Clarke v zemeljski skorji je 47% mase; v hidrosferi 85,82 mas.%; v atmosferi 20,95 vol. %.

Najpogostejši element.

Oblike pojavljanja elementa: a) v prosti obliki - O 2, O 3;

b) v vezani obliki: anioni O 2- (predvsem)

Kisik je tipična nekovina, p-element. Valenca = II; oksidacijsko stanje -2 (razen za H 2 O 2, OF 2, O 2 F 2)

Fizikalne lastnosti O2

V normalnih pogojih je molekularni kisik O2 v plinastem stanju, je brez barve, vonja ali okusa in je rahlo topen v vodi. Pri globokem ohlajanju pod pritiskom kondenzira v bledo modro tekočino (Tkip - 183°C), ki se pri -219°C spremeni v modro modre kristale.

Metode pridobivanja

1. Kisik nastaja v naravi med fotosintezo mCO 2 + nH 2 O → mO 2 + Cm(H 2 O)n

2. Industrijska proizvodnja

a) rektifikacija tekočega zraka (ločitev od N 2);

b) elektroliza vode: 2H 2 O → 2H 2 + O 2

3. V laboratoriju se s termično redoks razgradnjo soli pridobivajo:

a) 2КlO 3 = 3О 2 + 2KCI

b) 2KMnO 4 = O 2 + MnO 2 + K 2 MnO 4

c) 2KNO 3 = O 2 + 2KNO 2

d) 2Cu(NO3)O2 = O2 + 4NO2 + 2CuO

e) 2AgNO 3 = O 2 + 2NO 2 + 2Ag

4. V hermetično zaprtih prostorih in v napravah za avtonomno dihanje se kisik pridobiva z reakcijo:

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = O 2 + 2Na 2 CO 3

Kemijske lastnosti kisika

Kisik je močan oksidant. Po kemijski aktivnosti je na drugem mestu za fluorom. Tvori spojine z vsemi elementi razen He, Ne in Ar. Reagira neposredno z večino enostavnih snovi pri normalnih pogojih ali pri segrevanju, pa tudi v prisotnosti katalizatorjev (izjeme so Au, Pt, Hal 2, žlahtni plini). Reakcije, ki vključujejo O 2 so v večini primerov eksotermne, pogosto potekajo v načinu zgorevanja, včasih v obliki eksplozije. Kot rezultat reakcij nastanejo spojine, v katerih imajo atomi kisika praviloma C.O. -2:

Oksidacija alkalijskih kovin

4Li + O 2 = 2Li 2 O litijev oksid

2Na + O 2 = Na 2 O 2 natrijev peroksid

K + O 2 = KO 2 kalijev superoksid

Oksidacija vseh kovin razen Au, Pt

Me + O 2 = Me x O y oksidi

Oksidacija nekovin, razen halogenov in žlahtnih plinov

N 2 + O 2 = 2NO - Q

S + O 2 = SO 2;

C + O 2 = CO 2;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Si + O 2 = SiO 2

Oksidacija vodikovih spojin nekovin in kovin

4HI + O 2 = 2I 2 + 2H 2 O

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O

C x H y + O 2 = CO 2 + H 2 O

MeH x + 3O 2 = Me x O y + H 2 O

Oksidacija nižjih oksidov in hidroksidov polivalentnih kovin in nekovin

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Oksidacija kovinskih sulfidov

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

Oksidacija organskih snovi

Vse organske spojine gorijo, oksidirajo s kisikom v zraku.

Produkti oksidacije različnih elementov, vključenih v njihove molekule, so:

Poleg reakcij popolne oksidacije (zgorevanja) so možne tudi reakcije nepopolne oksidacije.

Primeri reakcij nepopolne oksidacije organskih snovi:

1) katalitična oksidacija alkanov

2) katalitična oksidacija alkenov

3) oksidacija alkoholov

2R-CH 2 OH + O 2 → 2RCOH + 2H 2 O

4) oksidacija aldehidov

Ozon

Ozon O3 je močnejši oksidant kot O2, saj med reakcijo njegove molekule razpadejo in tvorijo atomski kisik.

Čisti O 3 je modri plin, zelo strupen.

K + O 3 = KO 3 kalijev ozonid, rdeč.

PbS + 2O 3 = PbSO 4 + O 2

2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KON + O 2

Slednja reakcija se uporablja za kvalitativno in kvantitativno določanje ozona.

Uvod

Vsak dan vdihnemo zrak, ki ga potrebujemo. Ste kdaj pomislili, iz česa oziroma iz katerih snovi je sestavljen zrak? Največ vsebuje dušika (78 %), sledijo kisik (21 %) in inertni plini (1 %). Čeprav kisik ni najosnovnejši del zraka, brez njega ozračje ne bi bilo primerno za bivanje. Zahvaljujoč njemu obstaja življenje na Zemlji, saj je dušik, tako skupaj kot ločeno, uničujoč za človeka. Poglejmo si lastnosti kisika.

Fizikalne lastnosti kisika

Kisika v zraku preprosto ne morete razlikovati, saj je v normalnih pogojih plin brez okusa, barve ali vonja. Toda kisik je mogoče umetno pretvoriti v druga agregatna stanja. Tako pri -183 o C postane tekoč, pri -219 o C pa se strdi. Toda samo človek lahko pridobiva kisik v trdnem in tekočem stanju, v naravi pa obstaja le v plinastem stanju. izgleda tako (fotografija). In trda je videti kot led.

Fizikalne lastnosti kisika so tudi zgradba molekule preproste snovi. Atomi kisika tvorijo dve taki snovi: kisik (O 2) in ozon (O 3). Spodaj je model molekule kisika.

kisik. Kemijske lastnosti

Prva stvar, s katero se začne kemijska karakterizacija elementa, je njegov položaj v periodnem sistemu D.I. Torej je kisik v 2. obdobju 6. skupine glavne podskupine pod številko 8. Njegova atomska masa je 16 amu, je nekovina.

V anorganski kemiji so njene binarne spojine z drugimi elementi združili v ločeno - okside. Kisik lahko tvori kemične spojine s kovinami in nekovinami.

Pogovorimo se o pridobivanju v laboratorijih.

Kemično lahko kisik pridobimo z razgradnjo kalijevega permanganata, vodikovega peroksida, bertolitne soli, nitratov aktivnih kovin in oksidov težkih kovin. Oglejmo si reakcijske enačbe pri uporabi vsake od teh metod.

1. Elektroliza vode:

H 2 O 2 = H 2 O + O 2

5. Razgradnja oksidov težkih kovin (na primer živosrebrovega oksida):

2HgO = 2Hg + O2

6. Razgradnja aktivnih kovinskih nitratov (na primer natrijev nitrat):

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

Uporaba kisika

Končali smo s kemijskimi lastnostmi. Zdaj je čas, da govorimo o uporabi kisika v človeškem življenju. Potreben je za kurjenje goriva v električnih in termoelektrarnah. Uporablja se za pridobivanje jekla iz litega železa in odpadnih kovin, za varjenje in rezanje kovin. Kisik je potreben za gasilske maske, za potapljaške jeklenke, uporabljajo ga v črni in barvni metalurgiji ter celo pri izdelavi razstreliva. Kisik je v prehrambeni industriji znan tudi kot aditiv za živila E948. Zdi se, da ni panoge, kjer se ne bi uporabljal, vendar je njegova najpomembnejša vloga v medicini. Tam ga imenujejo "medicinski kisik". Da je kisik primeren za uporabo, ga predhodno stisnemo. Fizikalne lastnosti kisika pomenijo, da ga je mogoče stisniti. V tej obliki je shranjen v valjih, podobnih tem.

Uporablja se v intenzivni negi in med operacijami v opremi za vzdrževanje vitalnih procesov v telesu bolnega bolnika, pa tudi pri zdravljenju nekaterih bolezni: dekompresija, patologije prebavil. Z njeno pomočjo zdravniki vsak dan rešijo veliko življenj. Kemične in fizikalne lastnosti kisika prispevajo k njegovi široki uporabi.

Elementi, ki se nahajajo v glavni podskupini skupine VI periodnega sistema elementov D. I. Mendelejeva.

Porazdelitev elektronov po energijskih enačbah atomov elementov kisikove skupine Tabela 13

Element	Jedrni naboj	Raven energije					Atomski polmer Å
		K	L	M	N	O
							0,60 1,04 1,16 1,43

Pregled atomskih struktur elementov glavne podskupine skupine VI pokaže, da imajo vsi šestelektronsko strukturo zunanje plasti (tabela 13) in imajo zato relativno visoke vrednosti elektronegativnosti. , ima največjo elektronegativnost in najmanjšo, kar je razloženo s spremembo atomskega polmera. Posebno mesto kisika v tej skupini poudarja dejstvo, da se lahko , in telur neposredno povezujeta s kisikom, ne moreta pa se med seboj povezovati.

V skupino spadajo tudi elementi kisikove skupine R-elementi, saj se le-ti dopolnjujejo R-lupina. Za vse elemente družine, razen samega kisika, je 6 elektronov v zunanji plasti valenčni elektroni.
Pri redoks reakcijah imajo elementi kisikove skupine pogosto oksidativne lastnosti. Najmočneje oksidativne lastnosti so izražene pri kisiku.
Za vse elemente glavne podskupine skupine VI je značilno negativno oksidacijsko stanje -2. Za žveplo, selen in telur pa so možna tudi pozitivna oksidacijska stanja (največ +6).
Molekula kisika je tako kot vsak preprost plin dvoatomna, zgrajena kot kovalentna vez, ki jo tvorita dva elektronska para. Zato je kisik pri tvorbi enostavnega kisika dvovalenten.
Žveplo je trdna snov. Molekula vsebuje 8 atomov žvepla (S8), ki pa so povezani v nekakšen obroč, v katerem je vsak atom žvepla s kovalentno vezjo povezan le z dvema sosednjima atomoma.

Tako je vsak atom žvepla, ki ima en skupni elektronski par z dvema sosednjima atomoma, sam dvovalenten. Podobne molekule tvorijo selen (Se8) in telur (Te8).

■ 1. Napišite zgodbo o skupini kisika po naslednjem načrtu: a) položaj v periodnem sistemu; b) naboji jeder in. število nevtronov v jedru; c) elektronske konfiguracije; d) struktura kristalne mreže; e) možna oksidacijska stanja kisika in vseh drugih elementov te skupine.
2. Kakšne so podobnosti in razlike med atomskimi strukturami in elektronskimi konfiguracijami atomov elementov glavnih podskupin skupin VI in VII?
3. Koliko valenčnih elektronov imajo elementi glavne podskupine skupine VI?
4. Kako naj se elementi glavne podskupine skupine VI obnašajo v redoks reakcijah?
5. Kateri od elementov glavne podskupine skupine VI je najbolj elektronegativen?

Pri obravnavi elementov glavne podskupine skupine VI se najprej srečamo s pojavom alotropije. Isti element v prostem stanju lahko tvori dve ali več enostavnih snovi. Ta pojav imenujemo alotropija, same pa se imenujejo alotropske modifikacije.

Zapišite to besedilo v svoj zvezek.

Na primer, element kisik je sposoben tvoriti dva preprosta elementa - kisik in ozon.
Formula enostavnega kisika O2, formula enostavne snovi ozona O3. Njihove molekule so različno zgrajene:

Kisik in ozon sta alotropni modifikaciji elementa kisika.
Žveplo lahko tvori tudi več alotropov (modifikacij). Znano je ortorombično (oktaedrično), plastično in monoklinično žveplo. Tudi selen in telur tvorita več alotropov. Treba je opozoriti, da je pojav alotropije značilen za številne elemente. Pri preučevanju elementov bomo upoštevali razlike v lastnostih različnih alotropskih modifikacij.

■ 6. Kakšna je razlika med strukturo molekule kisika in strukturo molekule ozona?

7. Kakšna vez je v molekulah kisika in ozona?

kisik. Fizikalne lastnosti, fiziološki učinki, pomen kisika v naravi

Kisik je najlažji element glavne podskupine skupine VI. Atomska teža kisika je 15,994. 31.988. Atom kisika ima najmanjši polmer elementov te podskupine (0,6 Å). Elektronska konfiguracija atoma kisika: ls 2 2s 2 2p 4.

Porazdelitev elektronov po orbitalah druge plasti kaže, da ima kisik dva nesparjena elektrona v svojih p-orbitalah, ki ju je mogoče zlahka uporabiti za tvorbo kemične vezi med atomi. Značilno oksidacijsko stanje kisika.
Kisik je plin brez barve in vonja. Je težji od zraka, pri temperaturi -183° se spremeni v modro tekočino, pri temperaturi -219° pa se strdi.

Gostota kisika je 1,43 g/l. Kisik je slabo topen v vodi: 3 volumske količine kisika se raztopijo v 100 volumskih delih vode pri 0°C. Zato lahko kisik hranimo v plinometru (slika 34) – napravi za shranjevanje plinov, ki so netopni in slabo topni v vodi. Najpogosteje je kisik shranjen v plinometru.
Gasometer je sestavljen iz dveh glavnih delov: posode 1, ki služi za shranjevanje plina, in velikega lija 2 s pipo in dolgo cevjo, ki sega skoraj do dna posode 1 in služi za dovod vode v napravo. Posoda 1 ima tri cevi: v cev 3 z brušeno notranjo površino je vstavljen lijak 2 z zaporno pipo; cev 5 na dnu služi za izpust vode iz naprave med polnjenjem in praznjenjem. V napolnjenem plinometru je posoda 1 napolnjena s kisikom. Na dnu posode je nameščena, v katero je spuščen konec lijakaste cevi 2.

riž. 34.
1 - posoda za shranjevanje plina; 2 - lijak za dovod vode; 3 - cev z brušeno površino; 4 - cev za odstranjevanje plina; 5 - cev za izpust vode pri polnjenju naprave.

Če potrebujete kisik iz plinometra, najprej odprite pipo lijaka in rahlo stisnite kisik v plinometru. Nato odprite ventil na odvodni cevi za plin, skozi katerega izstopa kisik, izpodrinjen z vodo.

V industriji je kisik shranjen v jeklenih jeklenkah v stisnjenem stanju (slika 35, a) ali v tekoči obliki v kisikovih "cisternah" (slika 36).

riž. 35. Balon s kisikom

Iz besedila izpiši imena naprav, namenjenih shranjevanju kisika.
Kisik je najpogostejši element. Predstavlja skoraj 50 % teže celotne zemeljske skorje (slika 37). Človeško telo vsebuje 65% kisika, ki je del različnih organskih snovi, iz katerih so zgrajena tkiva in organi. Voda vsebuje približno 89% kisika. V atmosferi predstavlja kisik 23 % mase in 21 % prostornine. Kisik je del najrazličnejših kamnin (na primer apnenec, kreda, marmor CaCO3, pesek SiO2), rud različnih kovin (magnetna železova ruda Fe3O4, rjavi železov 2Fe2O3 nH2O, rdeči železov Fe2O3, boksit Al2O3 nH2O itd. .) . Kisik je del večine organskih snovi.

Fiziološki pomen kisika je ogromen. Je edini plin, ki ga živi organizmi lahko uporabljajo za dihanje. Pomanjkanje kisika povzroči prenehanje življenjskih procesov in smrt telesa. Brez kisika lahko človek živi le nekaj minut. Pri dihanju se absorbira kisik, ki sodeluje v redoks procesih, ki potekajo v telesu, in sproščajo se produkti oksidacije organskih snovi - ogljikov dioksid in druge snovi. Tako kopenski kot vodni živi organizmi dihajo kisik: kopenski - s prostim atmosferskim kisikom in vodni - s kisikom, raztopljenim v vodi.
V naravi se dogaja nekakšen krog kisika. Kisik iz atmosfere absorbirajo živali, rastline, ljudje in se porabi za procese zgorevanja goriva, razpadanja in drugih oksidativnih procesov. Ogljikov dioksid in vodo, ki nastaneta pri oksidaciji, porabijo zelene rastline, v katerih s pomočjo listnega klorofila in sončne energije poteka proces fotosinteze, to je sinteza organskih snovi iz ogljikovega dioksida in vode, ki jo spremlja s sproščanjem kisika.
Za zagotovitev kisika eni osebi sta potrebni krošnji dveh velikih dreves. Zelene rastline ohranjajo stalno sestavo ozračja.

■ 8. Kakšen je pomen kisika v življenju živih organizmov?
9. Kako se obnavlja zaloga kisika v ozračju?

Kemijske lastnosti kisika

Prosti kisik se pri reakciji s preprostimi in kompleksnimi snovmi običajno obnaša kot.

riž. 37.

Oksidacijsko stanje, ki ga pridobi v tem primeru, je vedno -2. Mnogi elementi neposredno komunicirajo s kisikom, z izjemo plemenitih kovin, elementov z vrednostmi elektronegativnosti blizu kisika () in inertnih elementov.
Posledično nastanejo kisikove spojine s preprostimi in kompleksnimi snovmi. Mnogi gorijo v kisiku, čeprav na zraku ne gorijo ali gorijo zelo šibko. gori v kisiku s svetlo rumenim plamenom; pri tem nastane natrijev peroksid (slika 38):
2Na + O2 = Na2O2,
Žveplo gori v kisiku s svetlo modrim plamenom in tvori žveplov dioksid:
S + O2 = SO2
Oglje na zraku komaj tli, v kisiku pa se zelo segreje in zgori ter tvori ogljikov dioksid (slika 39):
C + O2 = CO2

riž. 36.

V kisiku gori z belim, bleščeče svetlim plamenom in nastane trden bel fosforjev pentoksid:
4P + 5O2 = 2P2O5
gori v kisiku, pri čemer se sipajo iskre in nastajajo železni ostanki (slika 40).
V kisiku gorijo tudi organske snovi, na primer metan CH4, sestavna sestava zemeljskega plina: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Gorenje v čistem kisiku poteka veliko bolj intenzivno kot v zraku in omogoča doseganje bistveno višjih temperatur. Ta pojav se uporablja za intenziviranje številnih kemičnih procesov in učinkovitejše zgorevanje goriva.
V procesu dihanja se kisik povezuje s hemoglobinom v krvi in ​​tvori oksihemoglobin, ki se kot zelo nestabilna spojina zlahka razgradi v tkivih s tvorbo prostega kisika, ki gre v oksidacijo. Gnitje je tudi oksidativni proces, ki vključuje kisik.
Čisti kisik prepoznajo tako, da v posodo, kjer naj bi bil, vnesejo tleč drobec. Svetlo utripa - to je visokokakovosten test za kisik.

■ 10. Kako lahko, če imaš na voljo drobec, prepoznaš kisik in ogljikov dioksid v različnih posodah? 11. Kakšna količina kisika bo porabljena za sežiganje 2 kg premoga, ki vsebuje 70% ogljika, 5% vodika, 7% kisika in ostalo - negorljive komponente?

riž. 38. Zgorevanje natrija riž. 39. Kurjenje premoga riž. 40. Zgorevanje železa v kisiku.

12. Ali je 10 litrov kisika dovolj za zgorevanje 5 g fosforja?
13. V kisiku je zgorel 1 m3 mešanice plinov, ki vsebuje 40 % ogljikovega monoksida, 20 % dušika, 30 % vodika in 10 % ogljikovega dioksida. Koliko kisika je bilo porabljenega?
14. Ali je mogoče kisik posušiti tako, da ga spustimo skozi: a) žveplovo kislino, b) kalcijev klorid, c) fosforjev anhidrid, d) kovino?
15. Kako osvoboditi ogljikov dioksid od primesi kisika in obratno, kako osvoboditi kisik od primesi ogljikovega dioksida?
16. Skozi 200 ml 0,1 N raztopine smo spustili 20 litrov kisika s primesjo ogljikovega dioksida. raztopina barija. Posledično se je kation Ba 2+ popolnoma oboril. Koliko ogljikovega dioksida (v odstotkih) je vseboval prvotni kisik?

Pridobivanje kisika

Kisik se pridobiva na več načinov. V laboratoriju pridobivajo kisik iz kisik vsebujočih snovi, ki ga zlahka odcepijo, na primer iz kalijevega permanganata KMnO4 (slika 41) ali iz bertholletove soli KClO3:
2КМnО4 = K2MnO4 + МnО2 + O2

2КlO3 = 2Кl + O2
Pri proizvodnji kisika iz bertolitne soli mora biti prisoten katalizator za pospešitev reakcije – manganov dioksid. Katalizator pospeši razgradnjo in jo naredi bolj enotno. Brez katalizatorja lahko

riž. 41. Naprava za proizvodnjo kisika z uporabo laboratorijske metode iz kalijevega permanganata. 1 - kalijev permanganat; 2 - kisik; 3 - bombažna volna; 4 - valj - zbirka.

lahko pride do eksplozije, če bertholetovo sol zaužijete v velikih količinah in še posebej, če je onesnažena z organskimi snovmi.
Kisik pridobivamo tudi iz vodikovega peroksida v prisotnosti katalizatorja - manganovega dioksida MnO2 po enačbi:
2H2O2[MnO2] = 2H2O + O2

■ 17. Zakaj se med razgradnjo bertholletove soli doda MnO2?
18. Kisik, ki nastane pri razgradnji KMnO4, se lahko zbira nad vodo. To odražajte v diagramu naprave.
19. Včasih, če manganov dioksid ni na voljo v laboratoriju, se bertholtol soli namesto tega doda malo ostanka po kalcinaciji kalijevega permanganata. Zakaj je takšna zamenjava mogoča?
20. Kolikšna količina kisika se bo sprostila pri razgradnji 5 molov bertholletove soli?

Kisik lahko dobimo tudi z razgradnjo nitratov pri segrevanju nad tališče:
2KNO3 = 2KNO2 + O2
V industriji se kisik pridobiva predvsem iz utekočinjenega zraka. Zrak, pretvorjen v tekoče stanje, je izpostavljen izhlapevanju. Najprej izhlapi (njegovo vrelišče je 195,8°), ostane pa kisik (njegovo vrelišče je -183°). Na ta način dobimo kisik v skoraj čisti obliki.
Včasih, če je na voljo poceni elektrika, se kisik pridobi z elektrolizo vode:
H2O ⇄ H + + OH —
N + + e— → Н 0
na katodi
2OH — — e— → H2O + O; 2O = O2
na anodi

■ 21. Naštejte vam znane laboratorijske in industrijske metode pridobivanja kisika. Zapišite jih v zvezek in vsaki metodi priložite reakcijsko enačbo.
22. Ali se reakcije uporabljajo za proizvodnjo redoks kisika? Podajte utemeljen odgovor.
23. Vzeli smo 10 g naslednjih snovi; kalijev permanganat, bertholetova sol, kalijev nitrat. V katerem primeru bo mogoče pridobiti največjo količino kisika?
24. 1 g premoga smo zgoreli v kisiku, ki smo ga dobili s segrevanjem 20 g kalijevega permanganata. Kolikšen odstotek permanganata se je razgradil?

Kisik je najpogostejši element v naravi. Široko se uporablja v medicini, kemiji, industriji itd. (slika 42).

riž. 42. Uporaba kisika.

Piloti na velikih nadmorskih višinah, ljudje, ki delajo v atmosferi škodljivih plinov, in tisti, ki se ukvarjajo z delom pod zemljo in pod vodo, uporabljajo kisikove naprave (slika 43).

V primerih, ko je zaradi določene bolezni oteženo, se osebi da dihati čisti kisik iz kisikove vrečke ali pa se namesti v kisikov šotor.
Trenutno se zrak, obogaten s kisikom, ali čisti kisik pogosto uporablja za intenziviranje metalurških procesov. Kisik-vodikove in oksi-acetilenske gorilnike uporabljamo za varjenje in rezanje kovin. Z impregnacijo vnetljivih snovi s tekočim kisikom: žagovina, premogov prah itd., Dobimo eksplozivne mešanice, imenovane oksilikviti.

■ 25. V zvezek nariši tabelo in jo izpolni.

Ozon O3

Kot smo že omenili, lahko element kisik tvori še eno alotropno modifikacijo - ozon O3. Ozon vre pri -111° in se strdi pri -250°. V plinastem stanju je modre barve, v tekočem pa modre barve. ozona v vodi je veliko več kot kisika: 45 volumnov ozona se raztopi v 100 volumnih vode.

Ozon se od kisika razlikuje po tem, da je njegova molekula sestavljena iz treh in ne dveh atomov. Zaradi tega je molekula kisika veliko bolj stabilna od molekule ozona. Ozon zlahka razpade po enačbi:
O3 = O2 + [O]

Zaradi sproščanja atomarnega kisika med razgradnjo ozona je veliko močnejši oksidant kot kisik. Ozon ima svež vonj (»ozon« v prevodu pomeni »dišeč«). V naravi nastaja pod vplivom tihe električne razelektritve in v borovih gozdovih. Bolnikom s pljučnimi boleznimi svetujemo več časa v borovem gozdu. Vendar ima lahko dolgotrajna izpostavljenost ozračju, ki je zelo obogateno z ozonom, toksičen učinek na telo. Zastrupitev spremljajo omotica, slabost in krvavitve iz nosu. Pri kronični zastrupitvi lahko pride do bolezni srca.
V laboratoriju pridobivajo ozon iz kisika v ozonizatorjih (slika 44). Kisik teče v stekleno cev 1, ki je na zunanji strani ovita z žico 2. Žica 3 poteka znotraj cevi. Obe žici sta povezani s poli tokovnega vira, ki ustvarja visoko napetost na označenih elektrodah. Med elektrodama nastane tiha električna razelektritev, zaradi katere iz kisika nastane ozon.

Slika 44; Ozonizator. 1 - steklena posoda; 2 - zunanje navitje; 3 - žica znotraj cevi; 4 - raztopina kalijevega jodida s škrobom

3O2 = 2O3
Ozon je zelo močan oksidant. Reagira veliko bolj energično kot kisik in je na splošno veliko bolj aktiven kot kisik. Na primer, za razliko od kisika lahko izpodrine vodikov jodid ali jodidne soli:
2KI + O3 + H2O = 2KOH + I2 + O2

Ozona je v ozračju zelo malo (približno milijoninka odstotka), vendar ima pomembno vlogo pri vpijanju ultravijoličnih sončnih žarkov, zato le-ti dosežejo zemljo v manjših količinah in nimajo škodljivega vpliva na življenje. organizmi.
Ozon se v majhnih količinah uporablja predvsem za klimatske naprave in tudi v kemiji.

■ 26. Kaj so alotropske modifikacije?
27. Zakaj jod-škrobni papir pod vplivom ozona pomodri? Podajte utemeljen odgovor.
28. Zakaj je molekula kisika veliko bolj stabilna od molekule ozona? Svoj odgovor utemeljite z znotrajmolekulsko strukturo.