1. Opišite fizikalne in kemijske lastnosti kisika. Napišite enačbe za ustrezne kemijske reakcije. Pod formule snovi zapišite njihova imena, nad formulami pa valenco elementov v spojinah.
2. Kako lahko poteka interakcija snovi s kisikom?
Kisik burno reagira s številnimi snovmi:
enostavne – kovine in nekovine ter kompleksne. Kemične reakcije medsebojnega delovanja snovi s kisikom imenujemo oksidacijske reakcije. Kemično reakcijo, pri kateri snovi oksidirajo s sproščanjem toplote in svetlobe, imenujemo reakcija gorenja. Reakcijski produkti interakcije snovi s kisikom so v večini primerov oksidi. Obstaja precejšnje število primerov oksidacije, ki jih ne moremo imenovati zgorevalni procesi, saj potekajo tako počasi, da ostanejo našim čutom nevidni.
3. Navedite primere počasne interakcije snovi s kisikom.
Obstaja precejšnje število primerov oksidacije, ki jih ne moremo imenovati zgorevalni procesi, saj potekajo tako počasi, da ostanejo našim čutom nevidni. Šele po določenem, pogosto zelo dolgem času lahko ujamemo produkte oksidacije. Tako je na primer pri zelo počasni oksidaciji (rjavenju) kovin ali pri procesih razpadanja. Primeri interakcije snovi s kisikom brez oddajanja svetlobe: gnitje gnoja, listja, gorenje olja, oksidacija kovin (železne šobe postanejo tanjše in manjše ob dolgotrajni uporabi), dihanje aerobnih bitij, t.j. dihanje kisika, ki ga spremlja sproščanje toplote, nastajanje ogljikovega dioksida in vode.
4. Katere snovi imenujemo oksidi? Napišite enačbe kemijskih reakcij, pri katerih nastanejo oksidi naslednjih kemičnih elementov: a) silicija; b) cink; c) barij; d) vodik; e) aluminij. Poimenujte te okside.
Oksid (oksid) - binarna spojina kemijskega elementa s kisikom v oksidacijskem stanju -2, v kateri je sam kisik povezan le z manj elektronegativnim elementom.
5. Pri razpadu osnovnega bakrovega karbonata (mineral malahit) CuCO₃·Cu(OH)₂ nastanejo trije oksidi. Napišite enačbo za to reakcijo.
CuCO₃ Cu(OH)₂ = 2CuO+CO₂+H₂O
6. Sestavite enačbe za reakcije, ki nastanejo pri gorenju: a) fosforja; b) aluminij.
a) 4P+5O₂ = 2P2O5
b) 4Al+3O₂ = 2Al2O3
7. Ugotovite, katera od železovih spojin - Fe₂O₃ ali Fe3O₄ - je bogatejša z železom. 
TESTI
1. Določite snov po opisu: brezbarven plin, brez okusa in vonja, rahlo topen v vodi. Pri tlaku 760 mm Hg. in temperatura -218,8 ° C strdi:
kisik.
2. Reakcija zgorevanja fosforja v kisiku se nanaša na reakcije:
Povezave.
Zemeljska skorja je 50 % sestavljena iz kisika. Element je prisoten tudi v mineralih v obliki soli in oksidov. Kisik v vezani obliki je vključen v sestavo (odstotek elementa je približno 89%). Kisik je prisoten tudi v celicah vseh živih organizmov in rastlin. Kisik je v zraku v prostem stanju v obliki O₂ in njegove alotropske modifikacije v obliki ozona O3 in zavzema petino njegove sestave,
Fizikalne in kemijske lastnosti kisika
Kisik O₂ je plin brez barve, okusa in vonja. Rahlo topen v vodi, vre pri temperaturi (-183) °C. Kisik v obliki tekočine ima modro barvo, v trdni obliki element tvori modre kristale. Kisik se tali pri temperaturi (-218,7) °C.
Tekoči kisik pri sobni temperaturiPri segrevanju kisik reagira z različnimi enostavnimi snovmi (kovinami in nekovinami), pri čemer nastanejo oksidi - spojine elementov s kisikom. Interakcija kemičnih elementov s kisikom se imenuje oksidacijska reakcija. Primeri reakcijskih enačb:
4Na + О₂= 2Na₂O
S + O₂ = SO₂.
Nekatere kompleksne snovi medsebojno delujejo tudi s kisikom in tvorijo okside:
CH₄ + 2O₂ \u003d CO₂ + 2H₂O
2СО + О₂ = 2СО₂
Kisik kot kemijski element se pridobiva v laboratorijih in industrijskih podjetjih. v laboratoriju na več načinov:
- razgradnja (kalijev klorat);
- razgradnja vodikovega peroksida pri segrevanju snovi v prisotnosti manganovega oksida kot katalizatorja;
- razgradnja kalijevega permanganata.
Kemična reakcija zgorevanja kisika
Čisti kisik nima posebnih lastnosti, ki jih nima atmosferski kisik, to pomeni, da ima enake kemijske in fizikalne lastnosti. Zrak vsebuje petkrat manj kisika kot enaka prostornina čistega kisika. V zraku je kisik pomešan z velikimi količinami dušika, plina, ki sam ne gori in ne podpira gorenja. Torej, če je kisik v zraku v bližini plamena že porabljen, bo naslednji del kisika prebil dušik in produkte zgorevanja. Posledično je močnejše zgorevanje kisika v atmosferi razloženo s hitrejšim dovodom kisika do mesta zgorevanja. Med reakcijo poteka proces spajanja kisika z gorečo snovjo močneje in pri tem se sprosti več toplote. Več kisika kot je dovedeno goreči snovi na časovno enoto, močnejši plamen gori, višja je temperatura in močnejši je proces zgorevanja.
Kako poteka reakcija zgorevanja kisika? To je mogoče preveriti z izkušnjami. Potrebno je vzeti jeklenko in jo obrniti na glavo, nato pa pod jeklenko prinesti cev vodika. Vodik, ki je lažji od zraka, bo popolnoma napolnil valj. V bližini odprtega dela jeklenke je treba vžgati vodik in vanj skozi plamen vpeljati stekleno cev, skozi katero teče plinasti kisik. Na koncu cevi bo zagorel ogenj, medtem ko bo plamen tiho gorel v jeklenki, napolnjeni z vodikom. Med reakcijo ne gori kisik, ampak vodik v prisotnosti majhne količine kisika, ki uhaja iz cevi.
Kaj nastane pri zgorevanju vodika in kakšen oksid nastane? Vodik se oksidira v vodo. Na stenah valja se postopoma nalagajo kapljice kondenzirane vodne pare. Dve molekuli vodika oksidira ena molekula kisika in nastaneta dve molekuli vode. Enačba reakcije:
2Н₂ + O₂ → 2Н₂O
Če kisik teče iz cevi počasi, v vodikovi atmosferi popolnoma izgori in poskus poteka gladko.
Takoj, ko se dovod kisika toliko poveča, da nima časa popolnoma izgoreti, del tega preseže plamen, kjer nastanejo žepki mešanice vodika in kisika in ločeni, eksplozijski podobni majhni bliski pojavijo. Mešanica kisika in vodika je eksploziven plin.
Ko se eksploziven plin vžge, pride do močne eksplozije: ko se kisik poveže z vodikom, nastane voda in se razvije visoka temperatura. Hlapi vode z okoliškimi plini se močno razširijo, nastane velik tlak, pri katerem lahko poči ne le krhek valj, ampak tudi bolj trpežna posoda. Zato je treba z eksplozivno mešanico delati zelo previdno.
Poraba kisika med zgorevanjem
Za poskus je treba stekleni kristalizator s prostornino 3 litre napolniti 2/3 z vodo in dodati žlico kavstične sode ali kavstičnega kalija. Vodo pobarvajte s fenolftaleinom ali drugim primernim barvilom. V manjšo bučko nasujemo pesek in vanjo navpično vstavimo žico z vato, pritrjeno na koncu. Stožec se postavi v kristalizator z vodo. Vata ostane 10 cm nad površino raztopine.
Rahlo navlažite vato z alkoholom, oljem, heksanom ali drugo vnetljivo tekočino in jo zažgite. Gorečo vato previdno pokrijemo s 3-litrsko plastenko in jo spustimo pod površino raztopine alkalije. V procesu gorenja kisik prehaja v vodo in. Zaradi reakcije se raztopina alkalije v steklenici dvigne. Vata bo kmalu šla ven. Steklenico je treba previdno postaviti na dno kristalizatorja. Teoretično bi morala biti steklenica polna 1/5, saj zrak vsebuje 20,9 % kisika. Med zgorevanjem kisik prehaja v vodo in ogljikov dioksid CO₂, ki ga absorbira alkalija. Enačba reakcije:
2NaOH + CO₂ = Na₂CO3 + H₂O
V praksi se izgorevanje ustavi, preden se porabi ves kisik; del kisika preide v ogljikov monoksid, ki ga alkalije ne absorbirajo, del zraka pa zapusti steklenico zaradi toplotnega raztezanja.
Pozor! Ne poskušajte sami ponoviti teh poskusov!
Uvod
Vsak dan vdihnemo zrak, ki ga potrebujemo. Ste kdaj razmišljali o tem, iz česa, natančneje, iz katerih snovi je sestavljen zrak? Največ vsebuje dušika (78 %), sledijo kisik (21 %) in inertni plini (1 %). Čeprav kisik ne predstavlja najosnovnejšega dela zraka, brez njega ozračje ne bi bilo primerno za bivanje. Zahvaljujoč njemu obstaja življenje na Zemlji, saj je dušik, tako skupaj kot posamezno, škodljiv za človeka. Poglejmo si lastnosti kisika.
Fizikalne lastnosti kisika
V zraku se kisik preprosto ne razlikuje, saj je v normalnih pogojih plin brez okusa, barve in vonja. Toda kisik je mogoče umetno prenesti v druga agregatna stanja. Tako pri -183 o C postane tekoč, pri -219 o C pa se strdi. Toda trdni in tekoči kisik lahko pridobi le človek, v naravi pa obstaja le v plinastem stanju. izgleda tako (fotografija). In trd 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 prikazan model molekule kisika.
kisik. Kemijske lastnosti
Prva stvar, s katero se začne kemična značilnost elementa, je njegov položaj v periodnem sistemu D. I. Mendelejeva. 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, bertholletove soli, aktivnih kovinskih nitratov in oksidov težkih kovin. Razmislite o reakcijskih enačbah za vsako od teh metod.
1. Elektroliza vode:
H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2
5. Razgradnja oksidov težkih kovin (npr. živosrebrov oksid):
2HgO \u003d 2Hg + O 2
6. Razgradnja nitratov aktivnih kovin (na primer natrijev nitrat):
2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2
Uporaba kisika
Končali smo s kemijskimi lastnostmi. Zdaj je čas, da govorimo o uporabi kisika v človeškem življenju. Potreben je za zgorevanje goriva v električnih in termoelektrarnah. Uporablja se za proizvodnjo jekla iz litega železa in odpadnih kovin, za varjenje in rezanje kovin. Kisik je potreben za gasilske maske, potapljaške jeklenke, uporablja se v črni in barvni metalurgiji ter celo pri izdelavi razstreliva. Tudi v prehrambeni industriji je kisik znan kot aditiv za živila E948. Zdi se, da ni panoge, kjer se ne bi uporabljal, vendar ima najpomembnejšo vlogo v medicini. Tam ga imenujejo "medicinski kisik". Da je kisik uporaben, ga predhodno stisnemo. Fizikalne lastnosti kisika prispevajo k temu, da ga je mogoče stisniti. V tej obliki je shranjen v valjih, podobnih tem.
Uporablja se pri oživljanju in operacijah v opremi za vzdrževanje življenjskih 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.
Kisik je element 16. skupine (po zastareli klasifikaciji - glavna podskupina skupine VI), drugega obdobja periodnega sistema kemijskih elementov D. I. Mendelejeva, z atomsko številko 8. Označen je s simbolom O. Kisik je reaktivna nekovina in je najlažji element skupine halkogena. Enostavna snov kisik v normalnih pogojih je plin brez barve, okusa in vonja, katerega molekula je sestavljena iz dveh atomov kisika (formula O2), v zvezi s čimer se imenuje tudi dioksigen]. Tekoči kisik ima svetlo modro barvo, trdni kisik pa svetlo modre kristale.
Obstajajo tudi druge alotropne oblike kisika, na primer v normalnih pogojih modri plin s specifičnim vonjem, katerega molekula je sestavljena iz treh atomov kisika (formula O3).
Najdba v naravi Naravni kisik je sestavljen iz 3 stabilnih izotopov o16, o17, o18.
Kisik v obliki enostavne snovi o2 je del atmosferskega zraka = 21 % V vezani obliki je element kisik sestavni del vode različnih mineralov številnih organskih snovi.
PREJEMANJE. Trenutno se v industriji kisik pridobiva iz zraka. Glavna industrijska metoda za pridobivanje kisika je kriogena destilacija. Kisikove naprave na osnovi membranske tehnologije so dobro poznane in se uspešno uporabljajo tudi v industriji.
V laboratorijih se uporablja industrijski kisik, ki se dobavlja v jeklenih jeklenkah pod tlakom približno 15 MPa.
Majhne količine kisika lahko pridobimo s segrevanjem kalijevega permanganata KMnO4:
2KMNO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Uporablja se tudi reakcija katalitskega razpada vodikovega peroksida H2O2 v prisotnosti manganovega (IV) oksida:
2H2O2 =MnO2=2H2O + O2
Kisik lahko pridobimo s katalitično razgradnjo kalijevega klorata (bertoletove soli) KClO3:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Laboratorijske metode za pridobivanje kisika vključujejo metodo elektrolize vodnih raztopin alkalij, pa tudi razgradnjo živosrebrovega (II) oksida (pri t = 100 ° C):
Na podmornicah se običajno pridobi z reakcijo natrijevega peroksida in ogljikovega dioksida, ki ga izdihne oseba:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
KEMIJSKA ST_VA. Močan oksidant, deluje s skoraj vsemi elementi in tvori okside. Oksidacijsko stanje je -2. Reakcija oksidacije praviloma poteka s sproščanjem toplote in se pospešuje z naraščanjem temperature (glej zgorevanje). Primer reakcij, ki potekajo pri sobni temperaturi:
4Li + O2 = 2Li2O
Oksidira spojine, ki vsebujejo elemente z ne-maksimalnim oksidacijskim stanjem:
Oksidira večino organskih spojin:
CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O
Pod določenimi pogoji je mogoče izvesti blago oksidacijo organske spojine:
CH3CH2OH +O2 = CH3COOH + H2O
Kisik reagira neposredno (v normalnih pogojih, pri segrevanju in/ali v prisotnosti katalizatorjev) z vsemi enostavnimi snovmi, razen z Au in inertnimi plini (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcije s halogeni se pojavijo pod vplivom električnega praznjenja ali ultravijoličnega sevanja. Okside zlata in težke inertne pline (Xe, Rn) smo pridobivali posredno. V vseh dvoelementnih spojinah kisika z drugimi elementi ima kisik vlogo oksidanta, razen v spojinah s fluorom (glej spodaj #kisikovi fluoridi).
Kisik tvori perokside z oksidacijskim stanjem atoma kisika, ki je formalno enako -1.
Na primer, perokside dobimo s sežiganjem alkalijskih kovin v kisiku:
2Na + O2 = Na2O2
Nekateri oksidi absorbirajo kisik:
2BaO + O2 = 2BaO2
Po teoriji zgorevanja, ki sta jo razvila A. N. Bach in K. O. Engler, poteka oksidacija v dveh stopnjah s tvorbo vmesne peroksidne spojine. To vmesno spojino lahko izoliramo, na primer, ko plamen gorečega vodika ohladimo z ledom, skupaj z vodo, nastane vodikov peroksid:
V superoksidih ima kisik formalno oksidacijsko stanje -½, to je en elektron na dva atoma kisika (ion O-2). Pridobljeno z interakcijo peroksidov s kisikom pri povišanem tlaku in temperaturi:
Na2O2 + O2 = 2NaO2
Kalij K, rubidij Rb in cezij Cs reagirajo s kisikom in tvorijo superokside:
Anorganski ozonidi vsebujejo ion O–3 z oksidacijskim stanjem kisika, ki je formalno enak –1/3. Pridobljeno z delovanjem ozona na hidrokside alkalijskih kovin:
2KOH + 3O3 = 2KO3 + H2O +2O2
V dioksigenilnem ionu O2+ ima kisik formalno oksidacijsko stanje +½. Dobite po reakciji:
PtF6 +O2 = O2PtF6
Kisik fluoridi Kisik difluorid, OF2 kisikovo oksidacijsko stanje +2, dobimo s prehajanjem fluora skozi raztopino alkalije:
2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2
Kisik monofluorid (dioksidifluorid), O2F2, je nestabilen, oksidacijsko stanje kisika je +1. Pridobljeno iz zmesi fluora in kisika v žarilni razelektritvi pri temperaturi –196 C:
S prehodom žarečega praznjenja skozi mešanico fluora s kisikom pri določenem tlaku in temperaturi dobimo mešanice višjih kisikovih fluoridov O3F2, O4F2, O5F2 in O6F2.
Kvantno mehanski izračuni napovedujejo stabilen obstoj trifluorohidroksonijevega iona (angleško) OF3+. Če ta ion res obstaja, bo oksidacijsko stanje kisika v njem +4.
Kisik podpira procese dihanja, gorenja in razpadanja.
V svoji prosti obliki element obstaja v dveh alotropskih modifikacijah: O2 in O3 (ozon). Kot sta leta 1899 ugotovila Pierre Curie in Maria Sklodowska-Curie, pod vplivom ionizirajočega sevanja O2 prehaja v O3 OZON. Ozon je alotropna modifikacija kisika, sestavljena iz triatomskih molekul O3. V normalnih pogojih - modri plin. Ko se utekočini, se spremeni v indigo tekočino. V trdni obliki so temno modri, skoraj črni kristali.
CHEM.CB-VA Ozon je močan oksidant, veliko bolj reaktiven kot dvoatomski kisik. Oksidira skoraj vse kovine (z izjemo zlata, platine in iridija) do njihovih najvišjih oksidacijskih stanj. Oksidira številne nekovine. Produkt reakcije je predvsem kisik.
2Cu2+ + 2H3O+ + O3 = 2Cu3+ + 3H2O + O2
Ozon poveča stopnjo oksidacije oksidov:
NO + O3 = NO2 + O2
To reakcijo spremlja kemiluminiscenca. Dušikov dioksid se lahko oksidira v dušikov anhidrid:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2
Ozon reagira z ogljikom pri normalni temperaturi in tvori ogljikov dioksid:
2C +2O3 = 2CO2 + O2
Ozon ne reagira z amonijevimi solmi, ampak reagira z amoniakom in tvori amonijev nitrat:
2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 4O2 + H2O
Ozon reagira z vodikom, da nastane voda in kisik:
O3 + H2 = O2 + H2O
Ozon reagira s sulfidi in tvori sulfate:
PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2
S pomočjo ozona lahko žveplovo kislino pridobimo tako iz elementarnega žvepla kot iz žveplovega dioksida:
S + H2O + O3 = H2SO4
3SO2 + 3H2O + O3 = 3H2SO4
Vsi trije atomi kisika v ozonu lahko reagirajo posamezno v reakciji kositrovega klorida s klorovodikovo kislino in ozonom:
3SnCl2 + 6HCl + O3 = 3SnCl4 + 3H2O
V plinski fazi ozon reagira z vodikovim sulfidom in tvori žveplov dioksid:
H2S + O3 = SO2 + H2O
V vodni raztopini potekata dve konkurenčni reakciji z vodikovim sulfidom, ena s tvorbo elementarnega žvepla, druga s tvorbo žveplove kisline:
H2S + O3 = S + O2 + H2O
3H2S + 4O3 = 3H2SO4
Z obdelavo raztopine joda v hladni brezvodni perklorovi kislini z ozonom lahko dobimo jodov (III) perklorat:
I2 + 6HClO4 +O3 = 2I(ClO4)3 + 3H2O
Trden nitril perklorat lahko dobimo z reakcijo plinastih NO2, ClO2 in O3:
2NO2 + 2ClO2 + 2O2 = 2NO2ClO4 + O2
Ozon lahko sodeluje pri reakcijah zgorevanja, medtem ko so temperature zgorevanja višje kot pri dvoatomnem kisiku:
3C3N2 + 4O3 = 12CO + 3N2
Ozon lahko pri nizkih temperaturah vstopi v kemične reakcije. Pri 77 K (-196 °C) atomski vodik reagira z ozonom in tvori superoksidni radikal z dimerizacijo slednjega:
H + O3 = HO2. +O
2HO2 . = H2O2 +O2
Ozon lahko tvori anorganske ozonide, ki vsebujejo anion O3−. Te spojine so eksplozivne in jih je mogoče hraniti le pri nizkih temperaturah. Znani so ozonidi vseh alkalijskih kovin (razen Francije). KO3, RbO3 in CsO3 lahko dobimo iz ustreznih superoksidov:
KO2 + O3 = KO3 + O2
Kalijev ozonid lahko pridobimo iz kalijevega hidroksida na drug način:
2KOH + 5O3 = 2KO3 + 5O2 + H2O
NaO3 in LiO3 lahko dobimo z delovanjem CsO3 v tekočem amoniaku NH3 na ionske izmenjevalne smole, ki vsebujejo ione Na+ ali Li+:
CsO3 + Na+ = Cs+ + NaO3
Obdelava raztopine kalcija v amoniaku z ozonom povzroči nastanek amonijevega ozonida in ne kalcija:
3Ca + 10NH3 + 7O3 = Ca * 6NH3 + Ca(OH)2 + Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + 3O2 + 2H2O
Ozon se lahko uporablja za odstranjevanje mangana iz vode, da nastane oborina, ki jo je mogoče ločiti s filtracijo:
2Mn2+ + 2O3 + 4H2O = 2MnO(OH)2 + 2O2 + 4H+
Ozon pretvarja strupene cianide v manj nevarne cianate:
CN- + O3 = CNO- + O2
Ozon lahko popolnoma razgradi sečnino:
(NH2)2CO + O3 = N2 + CO2 + 2H2O
Interakcija ozona z organskimi spojinami z aktiviranim ali terciarnim ogljikovim atomom pri nizkih temperaturah vodi do ustreznih hidrotrioksidov.
PREJEMANJE. Ozon nastaja v številnih procesih, ki jih spremlja sproščanje atomskega kisika, na primer med razgradnjo peroksidov, oksidacijo fosforja itd.
V industriji ga pridobivajo iz zraka ali kisika v ozonizatorjih z delovanjem električne razelektritve. O3 se lažje utekočini kot O2 in ga je zato enostavno ločiti. Ozon za ozonoterapijo v medicini pridobivajo samo iz čistega kisika. Pri obsevanju zraka z močnim ultravijoličnim sevanjem nastane ozon. Enak proces poteka v zgornjih plasteh atmosfere, kjer pod vplivom sončnega sevanja nastaja in se ohranja ozonski plašč.
V laboratoriju lahko ozon pridobimo z reakcijo ohlajene koncentrirane žveplove kisline z barijevim peroksidom:
3H2SO4 + 3BaO2 = 3BaSO4 + O3 + 3H2O
Peroksidi so kompleksne snovi, v katerih so atomi kisika med seboj povezani. Peroksidi zlahka sproščajo kisik. Za anorganske snovi je priporočljivo uporabljati izraz peroksid, za organske snovi pa se danes v ruščini pogosto uporablja izraz peroksid. Peroksidi mnogih organskih snovi so eksplozivni (aceton peroksid), zlasti pa fotokemično zlahka nastanejo, ko so etri dolgotrajno osvetljeni v prisotnosti kisika. Zato je treba pred destilacijo veliko etrov (dietileter, tetrahidrofuran) testirati na odsotnost peroksidov.
Peroksidi upočasnjujejo sintezo beljakovin v celici.
Glede na strukturo ločimo perokside, superokside in anorganske ozonide. Anorganske perokside v obliki binarnih ali kompleksnih spojin poznamo pri skoraj vseh elementih. Peroksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin reagirajo z vodo in tvorijo ustrezen hidroksid in vodikov peroksid.
Organske perokside delimo na dialkil perokside, alkil hidroperokside, diacil perokside, acil hidroperokside (peroksokarboksilne kisline) in ciklične perokside. Organski peroksidi so termično nestabilni in pogosto eksplozivni. Uporablja se kot vir prostih radikalov v organski sintezi in industriji
Halidi (halidi) - spojine halogenov z drugimi kemičnimi elementi ali radikali. V tem primeru mora biti halogen, vključen v spojino, elektronegativen; Tako bromov oksid ni halid.
Glede na halogen, ki je v spojini, halogenide imenujemo tudi fluoridi, kloridi, bromidi, jodidi in astatidi. Srebrovi halogenidi so najbolj znani pod tem imenom zaradi množične distribucije filmske fotografije s srebrovim halogenidom.
Spojine halogenov med seboj imenujemo interhalidi ali interhalogenske spojine (na primer jodov pentafluorid IF5).
V halogenih ima halogen negativno oksidacijsko stanje, element pa pozitivno.
Halogenidni ion je negativno nabit atom halogena.
Odkritje kisika se je zgodilo dvakrat, v drugi polovici 18. stoletja, z nekajletno razliko. Leta 1771 je Šved Carl Scheele pridobil kisik s segrevanjem solitre in žveplove kisline. Nastali plin so poimenovali "ognjeni zrak". Leta 1774 je angleški kemik Joseph Priestley v popolnoma zaprti posodi razgradil živosrebrov oksid in odkril kisik, vendar ga je zamenjal za sestavino v zraku. Šele ko je Priestley svoje odkritje delil s Francozom Antoinom Lavoisierjem, je postalo jasno, da je bil odkrit nov element (kalorizator). Dlan tega odkritja pripada Priestleyju, ker je Scheele svoje znanstveno delo, ki opisuje odkritje, objavil šele leta 1777.
Kisik je element XVI. skupine II. obdobja periodičnega sistema kemijskih elementov D.I. Mendelejev, ima atomsko število 8 in atomsko maso 15,9994. Običajno je kisik označen s simbolom O(iz latinščine Oxygenium- ustvarjanje kisline). Ime v ruščini kisik postal izpeljan iz kisline, izraz, ki ga je uvedel M.V. Lomonosov.
Biti v naravi
Kisik je najpogostejši element v zemeljski skorji in oceanih. Kisikove spojine (predvsem silikati) predstavljajo najmanj 47% mase zemeljske skorje, kisik nastaja v procesu fotosinteze gozdov in vseh zelenih rastlin, večina pade na fitoplankton morskih in sladkih voda. Kisik je obvezna sestavina vsake žive celice, najdemo ga tudi v večini snovi organskega izvora.
Fizikalne in kemijske lastnosti
Kisik je lahka nekovina, spada v skupino halkogena in ima visoko kemijsko aktivnost. Kisik kot enostavna snov je plin brez barve, vonja in okusa, ima tekoče stanje – svetlo modro prozorno tekočino in trdno – svetlo modre kristale. Sestavljen je iz dveh atomov kisika (označenih s formulo O₂).
Kisik je vključen v redoks reakcije. Živa bitja dihajo kisik v zraku. Kisik se pogosto uporablja v medicini. Pri boleznih srca in ožilja se za izboljšanje presnovnih procesov v želodec vnese kisikova pena ("kisikov koktajl"). Subkutano dajanje kisika se uporablja za trofične razjede, elefantiazo, gangreno. Umetna obogatitev z ozonom se uporablja za dezinfekcijo in dezodoracijo zraka ter čiščenje pitne vode.
Kisik je osnova življenja vseh živih organizmov na Zemlji, je glavni biogeni element. Je del molekul vseh najpomembnejših snovi, ki so odgovorne za strukturo in delovanje celic (lipidi, beljakovine, ogljikovi hidrati, nukleinske kisline). Vsak živ organizem vsebuje veliko več kisika kot katerikoli element (do 70%). Na primer, telo povprečnega odraslega človeka, ki tehta 70 kg, vsebuje 43 kg kisika.
Kisik vstopa v žive organizme (rastline, živali in človeka) preko dihal in vode. Če upoštevamo, da je najpomembnejši dihalni organ v človeškem telesu koža, postane jasno, koliko kisika lahko človek prejme, zlasti poleti na obali rezervoarja. Določanje človekove potrebe po kisiku je precej težko, saj je odvisno od številnih dejavnikov - starosti, spola, telesne teže in površine, sistema prehranjevanja, zunanjega okolja itd.
Uporaba kisika v življenju
Kisik se uporablja skoraj povsod - od metalurgije do proizvodnje raketnega goriva in eksplozivov, ki se uporabljajo za dela na cestah v gorah; od medicine do živilske industrije.
V živilski industriji je kisik registriran kot aditiv za živila, kot pogonsko gorivo in kot embalažni plin.