DODATNE OPISNE LASTNOSTI

·         Poznamo dve alotropski modifikaciji:

·           Dikisik O₂;

·           Trikisik O₃ bolj znan ozon

·         Izotopi :

·         Spajanje s kisikom je bistveni del procesa dihanja, gnitja, trohnjenja in korozije. Te reakcije s skupnim imenom imenujemo oksidacija, nastale spojine pa okside.

·         Reakcije s kisikom so zelo močno eksotermne, pri tem pa nastanejo ionski oksidi z veliko mrežno energijo (npr.MgO, NaO₂ , Al₂O₃, Fe₂O₃ ) ali pa molekulski oksidi s močnimi kovalentnimi vezmi (npr. CO₂, SO₂, P₄O₁₀ ). Zaradi posebnih lastnosti, ki se pojavijo ob prisotnosti vode, jih delimo na:

·         Bazični oksidi; glede na to da so to ionske spojine, jih imenujemo tudi ionski oksidi. Oksidni ion O^2-, ki je samostojni gradnik v kristalni strukturi, z vodo protolitsko reagira:  O^2- (s) + H₂O <--> 2 OH^- K ≈ 10²²

Zaradi teda nastanejo ob raztapljanju ionskih oksidov ustrezni hidroksidi:

Na₂O + H₂O --> 2NaOH 

CaO + H₂O --> Ca(OH)₂

Netopni oksidi nimajo bazičnih lastnosti.

·         Kisli oksidi ; Molekulski (kovalentni) oksidi pogosto reagirajo z vodo, pri čemer nastanejo kisline:

N₂O₅ + H₂O --> 2 HNO₃

CO₂ + H₂O --> H₂CO₃ 

V posplošeni obliki omenjamo bazične in kisle okside. Prvi tvorijo soli s kislinama, drugi tvorijo soli z bazami.

CaO + 2 HCl --> CaCl₂ + H₂O N₂O₅  + 2 NaOH --> 2 NaNO₃ + H₂O

·         Amfoterni hidroksidi reagirajo s kislinami in bazami:

ZnCl₂ + H₂O <--^{2 HCl}<-- ZnO -->^{2 NaOH + H2O}--> Na₂[Zn(OH)₄] 

Med te okside spadajo oksidi nekaterih kovin (Al₂O₃, )

·         Spojine, ki vsebujejo -OH , so glede na preostali del molekule (kovina ali nekovina) lahko bazične, kisle ali amfoterne. Te spojine imenujemo hidroksidi.

·         Peroksidi imajo značilni peroksidni most -O-O- ( izpeljano iz vodikovega peroksida H₂O₂ ). Pomembna sta natrijev peroksid (Na₂O₂) in in barijev peroksid (BaO₂). Če molekula ne vsebuje peroksidnega mostu, snovi ne moremo označiti kot peroksid. Poznani so tudi hiperoksidi (tudi superoksidi), ki vsebujejo enovalentni ion O₂^- , primer kalijev hiproksid  (KO₂).

·         Zgodovina elementa :

·         letnica odkritja : 1774

·         kdo je odkril : Scheele & Priestley ;neodvisno eden od drugega

·         kako je bil odkrit : pri razkroju rdečega prahu - živosrebrovega(II) oksida:

HgO --> Hg + ½ O₂

Lavoisieru je ugotovil, da je kisik najvažnejši del kislin in ga poimenoval oxigenium (grško oxis - kislina, gennan - tvoriti,roditi).

NAHAJALIŠČE

Najpogostejši element na zemlji, prisoten v zraku ( 20.95 vol% ), vodi in v obliki raznih mineralov in rud.

PRIDOBIVANJE

Najpomembnejši industrijski način pridobivanja kisika je frakcionirana destilacija utekočinjenega zraka, kjer na osnovi Joule-Thomsonovega efekta utekočinimo zrak in nato s frakcionirano destilacijo ločimo kisik in dušik na osnovi razlike v vreliščih.

V laboratorijskem merilu pa ga pridobivamo s termičnim razkrojem spojin bogatih s kisikom kot so npr. KClO₃, KMnO₄ in H₂O₂.

KClO₃ --> KCl + 3/2 O₂

2KMnO₄ + H₂O₂ + 3H₂SO₄  --> 2Mn SO₄ + K₂SO₄  + 8 H₂O + 5O₂

Kisik pa nastane tudi pri termičnem razkroju oksidov, nitratov in peroksidov:

HgO --> Hg + ½ O₂

KNO₃ --> KNO₂  + ½ O₂ (pri 700^oC )

2BaO₂ --> 2BaO + O₂  (pri 500^oC )

UPORABA

Kisik sodeluje v biokemijskih procesih v organizmu in je življenskega pomena za raztline in živali. Količina kisika je v atomsferi stalna po zaslugi vzpostavljenega obtoka kisika; medtem ko se pri dihanju kisik porablja, se pri fotosintezi sprošča

Velike količine se uporabljajo v železarstvu za oksidacijo ogljika in fosforja, ki sta v surovem železu.

Pri gorenju etina v kisiku dobimo dovolj visoko temperature za taljenje kovin; ta postopek imenujemo avtogeno varjenje.

V kemijski industriji se uporablja za oksidacijo amoniaka za pridobivanje dušikove(V) kisline, za sintezo vodikovega peroksida, za oksidacijo žveplovega dioksida v žveplov trioksid ali v žveplovo (VI) kislino.

Uporabljamo ga za varjenje inrezanje kovin, za dihalne aparate, za pogon raket, za mnoge progese v kemijski tehnologiji.

SPOJINE ELEMENTA

Ozon - (O₃) ; je modifikacija kisika, sestavljena iz treh moplekul kisika, zato ga imenujemo tudi trikisik . Svetlo moder plin z močnim, značilno "električnim" vonjem, ki je nestabilen in pri segrevanju eksplodira.

Natane v kisiku ali zraku ob temni razelektritvi in pri osvetljevanju z ultravijolično svetlobo (višinsko sonce): 3 O₂ --> 2 O₃ . Nastaja tudi ob izločanju kisika na anodi pri elektrolizi razrečeni ratopini žveplove(VI) kisline, kjer elektroliza poteka pri večji gostoti toka.

Uporablja se za dezinfekcijo pitne vode in zraka v bolnišnicah, za razstrupljevanje industrijskih vod, je močan oksidant in oksidira organske spojine, kovine in ione.

V stratosferi (zgornje plasti atomsfere) nastaja pod vplivom sončnih žarkov majhna količina ozona, ki absorbira nevarno ultravijolično sevanje. To je tako imenovana ozonska plast, ki varuje zemljo pred škodljivim žarčenjem iz vesolja.

Voda - (H₂O); molecule se povezujejo z vodikovimi vezmi v associate (H₂O)_x , zato ima višje vrelišče in tališče kot neasociatne spojine H₂S, H₂Se, H₂Te.

Je brezbarvna, v debelejših plasti modrikasta tekočina brez vonja in okusa; pri visokih temperaturah (1500˚C) razpade na vodik in kisik: 2 H₂O --> 2 H₂ + O₂ . Pri normalnem zračnem tlaku vre pri 100°C, pri 0°C pa se strdi v led. Ker je voda pri 4˚C gostejša od ledu, led plava na njeni površini, zato voda zmrzuje od zgoraj navzdol. Zaradi svoje visoke dielektrične konstante je zelo dobro polarno topilo za mnoge snovi ( raztaplja skoraj vse ionske snovi , razen tistih ki imajo višjo energijo kristalne rešetke kot je sproščena energija hidratacije). Zaradi svoje velike topilne in talilne toplote predstavlja v naravi velik toplotni rezervuar, ki blaži močna nihanja temperature.

Pokriva ¾ zemeljske površine in ima odločilno vlogo v rastlinskem in živalskem svetu (človekovo telo vsebuje 60 - 70 % vode, nekatere vrste sočevja in sadja pa več kot 90%). Ozračje sprejme do 4% vode in jo spet odda v tekoči obliki (npr. dež) ali trdni (npr. sneg). Kemijsko pa je vezana v številnih mineralih kot kristalna voda.

Dnevna potreba po vodi znaša pri odraslem človeku 35g na 1kg telesne teže, poleg tega pa jo človek uporablja tudi za svoje higienske potrebe. V industrij se uporablja za ogrevanje in hlajenje obratov. Je najpomembnejše topilo v anorganski kemiji in služi za prenos snovi v živih organizmih (osmoza).

Naravna voda ; je vselej onesnažena. Deževnica in sneg vsebujeta prah, kisik, dušik, ogljikov dioksid in v sledovih anomijev nitrat. Voda iz izvirov, rečna voda in podtalnica vsebuje od 0.01 do 0.2% raztopljenih snovi , npr. kalcijeve in magnezijeve soli, ki povzročajo trdoto vode. Trdoto vode podajamo v nemških trdotnih stopinjah (˚N), pri čemer je 1˚N definirana kot 10mg CaO na 1L vode. Morska voda vsebuje tudi do 3.5% raztopljenih soli.

Vodikov peroksid - (H₂O₂) ; Brezvoden je bledo moder, oljnat in zelo eksploziven; je močan oksidant in se uporablja za beljenje (bombaž, lasje) in kot dezinfekcijsko sredstvo, kot sestavina raketnih pogonskih goriv. Ob prisotnosti svetlobe ali katalizatorja razpade: 2 H₂O₂ --> 2 H₂O + O₂ .

Pridobivamo pa ga lahko iz barijevega peroksida in žveplove(VI) kisline

BaO₂ + H₂SO₄ --> BaSO₄ + H₂O₂

Tehnično ga pridobivamo z elektrolizo srednje koncentrirane žveplove(VI) kisline z močnim tokom in vakumsko destilacijo nastale reztopine:

Anoda: 2 SO₄^2- − 2 e^- --> S₂O₈^2-  ; S₂O₈^2- + 2 H⁺ <--> H₂S₂O₈  ;

H₂S₂O₈ + 2 H₂O --> H₂O₂ ↑ + 2 H₂SO₄ 

ZANIMIVOSTI