kisik Flashcards
lastnosti kisika
•Kisik je najpogostejši element
•Ima tri izotope: 16O - 99.759 %, 18O - 0.2039 %(za radioaktivno sledenje) in 17O - 0.0371 %.
•Elementarni kisik obstaja v dveh oblikah - O2
in t
O3
•Čeprav je energija vezi velika, je dokaj reaktiven. Spojine tvori z vsemi elementi razen helija, neona in argona.
•Z veliko večino elementov reagira neposredno (izjeme so Xe, Rn, halogeni razen F, nekatere žlahtne
kovine).
vir kisika
Glavni vir je zrak, pomemben vir je
tudi voda.
Industrijsko pridobivamo kisik
največ s frakcionirno destilacijo utekočinjenega zraka
v manjšem merilu pridobivajo tudi z elektrolizo vodnih raztopin hidroksidov ali
oksokislin.
sestava zraka
(zrak vsebuje 78.09 molskih % N2, 20.95 mol. % O2, 0.93 mol. % Ar, 0.03 mol. % CO2…)
Utekočinjanje zraka-potek
po Lindejevem postopku
•Joule-Thomsonov efekt (hlajenje plinov ob ekspanziji)
•Zrak stisnejo na 2 x107 Pa in ga ekspandirajo na sobni tlak - 105 Pa
•Pri tem se ohladi za 45 ºC.
•Že ohlajeni zrak hladi novega stisnjenega in temperatura v nekaj ciklih doseže vrelišče
Glavni porabnik kisika
so železarne (reguliranje redukcijskih procesov v plavžih).
V laboratoriju -pridobivanje kisika
.
velikokrat ga vzamemo iz jeklenk, manjše količine pa lahko pridobivamo iz
oksosoli s segrevanjem:2KClO3 → 2KCl + 3O2
(podobno gre tudi s KMnO4)
2KNO3 → 2KNO2+ O2
2HgO → 2Hg + O2
.
Zanimiva je reakcija:
2BaO2 → 2BaO + O2
, ki pri 700ºC teče v desno, pri 500ºC pa v levo in je bila v prejšnjem stoletju
edini tehnološki način pridobivanja kisika.
Brez segrevanja lahko pridobimo kisik z oksidacijo vodikovega peroksida s kalijevim manganatom
VII (Saidlova aparatura):2KMnO4+5H2O2+3H2SO4 → 2MnSO4+K2SO4+8H2O+5O2
pridobivamo kisik iz
oksosoli s segrevanjem:
(2 reakciji)
2KClO3 → 2KCl + 3O2 (podobno gre tudi s KMnO4) 2KNO3 → 2KNO2+ O2 2HgO → 2Hg + O2 .
Zanimiva je reakcija pridobivanja kisika z barijem
2BaO2 → 2BaO + O2
, ki pri 700ºC teče v desno, pri 500ºC pa v levo in je bila v prejšnjem stoletju
edini tehnološki način pridobivanja kisika.
Brez segrevanja lahko pridobimo kisik
z oksidacijo vodikovega peroksida s kalijevim manganatom
VII (Saidlova aparatura):2KMnO4+5H2O2+3H2SO4 → 2MnSO4+K2SO4+8H2O+5O2
fizikalne lastnosti kisika
Je paramagneten, Topnost v vodi pri 0oC in 101,3 kPa je 0.049 l na 1l vode
zato (pri višji temperaturi manj - toplotni
izpusti v reke in potoke so omejeni!
Kako kisik tvori vezi?
- sprejem dveh elektronov - nastanek oksidnega iona. To je sicer močno endotermen proces (1/2O2 + 2e- → O2-, DHo=908 kJ), vendar je znanih veliko ionskih oksidov, ker se poraba energije (tudi za ionizacijo kationov) kompenzira z veliko mrežno
energijo. - Tvorba dveh kovalentnih vezi (ker ima dva samska elektrona v 2p orbitalah). Vezi sta lahko usmerjeni na dva atoma, ali pa na enega (dvojna vez).
- Tvorba ene kovalentne vezi z istočasnim sprejemom elektrona (OH-, ClO-).
- Tvorba treh ali več kovalentnih vezi je redka. Če so vezi tri, koordinacija piramidalna (H3O+), če so štiri pa tetraedrična.
Kemijske lastnosti kisika
(je oksidant)
Spajanje s kisikom je v veliko primerih povezano s sproščanjem toplote in svetlobe
(gorenje), kar uporabljamo za pridobivanje energije.
Spajanje s kisikom je tudi temelj procesov dihanja, trohnenja, gnitja, korozije.
kako delimo okside, razlika med njima
Okside delimo na ionske in kovalentne.
Ionski oksidi v vodi disociirajo, oksidni ion protolitsko reagra z vodo:
O2- + H2O → 2OH-, K=1022
.
Z raztapljanjem ionskih oksidov v vodi dobimo
reakcija:
hidrokside:
Na2O + H2O → 2NaOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
.
kako delimo okside
reakcije
Na ionske in kovalentne
Netopni oksidi (Al2O3, Fe2O3) nimajo bazičnih lastnosti.
Molekulski (kovalentni) oksidi reagirajo z vodo na drugačen način (nastanejo kisline):
N2O5+ H2O → 2HNO3,
SO2+ H2O → „H2SO3“ (kisli dež).
Reakcije oksidov s kislinami in bazami dajejo neposredno soli:
CaO + 2HCl → CaCl2+ H2O,
N2O5+ 2NaOH → 2NaNO3+ H2O.
Nekateri oksidi reagirajo lahko kislo ali bazično (amfoterni oksidi - primer je ZnO):
ZnO + 2HCl → ZnCl2+ H2O,
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4].
Molekulski (kovalentni) oksidi reagirajo z vodo
r
na drugačen način (nastanejo kisline):
N2O5+ H2O → 2HNO3,
SO2+ H2O → „H2SO3“ (kisli dež).
Reakcije oksidov s kislinami in bazami dajejo
r
neposredno soli:
CaO + 2HCl → CaCl2+ H2O,
N2O5+ 2NaOH → 2NaNO3+ H2O.
Nekateri oksidi reagirajo lahko kislo ali bazično
r
(amfoterni oksidi - primer je ZnO):
ZnO + 2HCl → ZnCl2+ H2O,
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4].
kako nastane ozon
Nastane pri reakciji med molekularnim in atomarnim kisikom.
•V visokih plasteh atmosfere kozmični žarki razbijajo molekule kisika, iz atomov in celih
molekul nastane ozon.
•Ozon potem učinkoviteje prestreza kozmične žarke kot kisik.
•Nekateri plini (iz pršilk) in reaktivna letala pospešujejo razpad ozona (ozonska luknja).
kako pridobivamo ozon
- Najlaže ga pridobivamo v električnem polju (ozonizator) - izkoristek je do 15 %.
- Nastane tudi pri reakcijah, kjer se sprošča atomarni kisik (razpad KMnO2na MnO2in kisik, elektroliza raztopine H2SO4).
Z ozonom je mogoče oksidirati srebro in jod
Ozon je močnejši oksidant od kisika. Z ozonom je mogoče oksidirati srebro do
peroksida in pridobiti jod iz jodida:
2Ag + 2O3 → Ag2O2+ 2O2,
2I- + O3+ H2O → I2+ 2OH- + O2
pridobiti jod iz jodida z ozonom
2I- + O3+ H2O → I2+ 2OH- + O2
fizikalne lastnosti ozona
plinast moder;
• tekoč modrovijoličen
trden je črn
sp2 hibridizacija
Voda v naravi, nahajanje, kakšna je
je najznačilnejša spojina na Zemlji (pokriva ¾ površine).
•Največ v morjih, veliko v ledeni skorji na polih ter v rekah in jezerih.
•Tudi v ozračju je ni malo (koncentracija lahko doseže 4 molske %).
•Je tudi temeljna sestavina živih organizmov.
Voda v naravi ni čista,
•deževnica vsebuje raztopljene pline (O2, N2, CO2),
•površinska voda pa razne soli - najpogosteje magnezijev in kalcijev hidogenkarbonat ter sulfat
(sladke vode 0,01 do 0,2 %, morja do 3,5 %, Jadran do 3,5 % NaCl, še MgCl2 MgSO4, CaSO4
MgBr2… oziroma njihove ione).
Topni hidrogenkarbonati nastanejo iz slabo topnih karbonatov v prisotnosti CO2
:
CaCO3+ CO2+ H2O → Ca(HCO3)2.
Reakcija je ravnotežna, pri segrevanju ali kuhanju zmanjšamo koncentracijo CO2
(topnost plinov se pri segrevanju zmanjšuje!), zato se iz vode izloči CaCO3 (kotlovec).
Količino v vodi raztopljenih snovi označujemo :
s trdotnimi stopinjami (nemške in francoske):
•1 nemška stopinja ustreza 1 mg CaO v 100 ml vode,
•1 francoska stopinja pa 1 mg CaCO3v 100 ml vode.
Ostale soli, ki tvorijo trdoto, so preračunane na ekvivalentno množino CaO (ali CaCO3).
Trdoto, ki jo povzročajo hidrogenkarbonati imenujemo tudi ____, trdoto zaradi drugih soli pa______
prehodna trdota ali karbonatna
trdota. Trdoto zaradi drugih soli pa stalna ali nekarbonatna trdota.
več načinov mehčanja vode:
kemijsko, z ionskimi izmenjevalci, z destilacijo.
Kemijsko mehčanje vode
(dodatek apna in sode) obori slabo topne karbonate, ki jih odfiltriramo ali
usedamo:
Ca(HCO3)2+Ca(OH)2 → 2CaCO3+2H2O (odstrani - nevtralizira HCO3-)
CaSO4+Na2CO3 → CaCO3+Na2SO4
(izmenja Ca2+).
kaj so ionski izmenjalci
Ionski izmenjevalci so anorganske ali organske snovi, ki imajo šibko vezane vodikove ali natrijeve
ione (kationski izmenjevalci) oziroma razni amini (anionski izmenjevalci).
Ioni raztopljenih soli se vežejo na ionski izmenjevalec, kjer zamenjajo H+
in –NR3
. Izmenjevalec se
po določenem času nasiti.
Regeneriramo ga tako, da ga namočimo v zelo koncentrirano razopino HCl ali NaCl (kationski) ali
ustreznega amina (anionski).
delovanje iosnkih izmenjalcev
Ioni raztopljenih soli se vežejo na ionski izmenjevalec, kjer zamenjajo H+in –NR3. Izmenjevalec se
po določenem času nasiti.
Regeneriramo ga tako, da ga namočimo v zelo koncentrirano razopino HCl ali NaCl (kationski) ali
ustreznega amina (anionski).
Destilacija vode, lastnosti
je najučinkovitejši način čiščenja vode (tudi najdražji), ki odpravi trdne primesi iz vode,
pline pa lahko odpravimo šele z večkratno zaporedno destilacijo v odsotnosti nezaželenih plinov.
Dobro merilo za čistost vode je njena prevodnost, ki je pri popolnoma čisti vodi 4 x10-8 W-1cm-1
, pri
običajni destilirani vodi pa 1000 krat več.
Dobro merilo za čistost vode
je njena prevodnost, ki je pri popolnoma čisti vodi 4 x10-8 W-1cm-1
, pri
običajni destilirani vodi pa 1000 krat več.
fizikalne lastnosti vode
Mnoge fizikalne lastnosti vode so anomalne zaradi vodikove vezi.
Voda je termično zelo stabilna
Voda je dobro topilo za ionske in polarne molekularne topljence. Mnogokrat pride pri
raztapljanju do protolitskih reakcij.
kaj se lahko zgodi pri nastanku vode iz elementov
Pri nastanku vode iz elementov se sprosti veliko energije (DHot(H2O) = -285,56 kJ/mol),
če sta reaktanta pomešana v primernem razmerju (pokalni plin) pa je reakcija, ki se sproži
pri 600ºC tudi zelo hitra. Poteka verižno po naslednjem mehanizmu:
H2 → 2H (termični razpad vodika)
H + O2 → OH + O
O + H2 → OH + H
OH + H2 → H2O + H
(nastajanje novih reaktivnihdelcev - pospešitev)
O + O → O2
H + H → H2
H + OH → H2O
(zmanjševanje števila reaktivnih delcev - upočasnitev)
Reakcije je verižna zato, ker pri več elementarnih procesih nastaneta iz enega po dva
reaktivna delca.
Kljub temu, da zadnji trije elementarni procesi reakcijo nekoliko upočasnijo, se njena
hitrost v zelo kratkem času močno poveča (eksplozija).
pokalni plin, reakcije
če sta reaktanta pomešana v primernem razmerju (pokalni plin) pa je reakcija, ki se sproži
pri 600ºC tudi zelo hitra. Poteka verižno po naslednjem mehanizmu:
H2 → 2H (termični razpad vodika)
H + O2 → OH + O
O + H2 → OH + H
OH + H2 → H2O + H
(nastajanje novih reaktivnihdelcev - pospešitev)
O + O → O2
H + H → H2
H + OH → H2O
(zmanjševanje števila reaktivnih delcev - upočasnitev)
Reakcije je verižna zato, ker pri več elementarnih procesih nastaneta iz enega po dva
reaktivna delca.
Kljub temu, da zadnji trije elementarni procesi reakcijo nekoliko upočasnijo, se njena
hitrost v zelo kratkem času močno poveča (eksplozija).
nastanek vodikovega peroksida
Ga ni mogoče sintetizirati direktno iz elementov H2 in O2(nastane voda) - pridobivamo ga iz spojin.
drugo ime vodikovega peroksida
Vodikov peroksid (H2O2) (dioksidan, dihidrogen(peroksid))
ind. pridobivanje vodikovega peroksida
Industrijsko pridobivanje danes poteka le še po antrakinonskem postopku,
kjer se porabljata le H2
in O2
, antrakinon pa se reciklira.
laboratorijsko pridobivanje vodikovega peroksida
V laboratoriju lahko dobimo vodikov peroksid z reakcijo med barijevim
peroksidom in žveplovo kislino:
BaO2+ H2SO4 → H2O2+ BaSO4
Fizikalne lastnosti H2O2
:
čist je modrikaste barve.
Struktura molekule: sp3 hibridizacija in odboj neveznih elektronskh parov (NyholmGillespie-jevo pravilo). (Konformacija Gauche)
Kemijske lastnosti H2O2
Vodikov peroksid je neobstojen. •Razpada na vodo in kisik. •Čist lahko razpade eksplozivno. •Razpadajo tudi vodne raztopine. •Nekatere snovi razpad pospešijo (katalizirajo) - MnO2 , •druge pa zavirajo (inhibirajo) - H3PO4
Zaradi nastajanja kisika ob razpadu, je H2O2 dokaj močan oksidant tako v kislih kot bazičnih raztopinah
(nastane H2O reducirana oblika):
Oksidira Fe2+ do Fe3+
Zaradi oksidativnih lastnosti je H2O2
belilo, čistilo, razkužilo…
Pri preveliki koncentraciji lahko poškoduje sluznice in kožo!
Z močnejšimi oksidanti reagira H2O2
kot reducent, pri čemer se sprošča kisik
Vodikov peroksid je šibka kislina (pKa
= 12), ki daje z močnimi bazami slabo topne perokside:
reakcije vodikovega peroksida
v kislih kot bazičnih raztopinah
(nastane H2O reducirana oblika):
2KI + H2O2+ H2SO4 → I2+ K2SO4+ 2H2O (oksidira jodid do joda)
PbS + 4H2O2 → PbSO4+ 4H2O (oksidira sulfid do sulfata VI)
Oksidira Fe2+ do Fe3+
Z močnejšimi oksidanti reagira H2O2
kot reducent, pri čemer se sprošča kisik (primera - kalcijev klorid
korat (I) in svinčev dioksid sta zelo močna oksidanta):
CaCl(ClO) + H2O2 → CaCl2+ H2O + O2
PbO2+ H2O2+ 2HNO3 → Pb(NO3)2+ 2H2O + O2
Vodikov peroksid je šibka kislina (pKa
= 12), ki daje z močnimi bazami slabo topne perokside:
H2O2+ 2NaOH + 6H2O → Na2O28H2O
H2O2+ Ba(OH)2+ 6H2O → BaO28H2O
TiO(SO4) + H2SO4 + H2O2 + H2O → [Ti(O2)(SO4)2]2- + 2H3O+
(dokaz Ti, H2O2)
reakcije vodikovega peroksida v kislih kot bazičnih raztopinah
(nastane H2O reducirana oblika):
v kislih kot bazičnih raztopinah
(nastane H2O reducirana oblika):
2KI + H2O2+ H2SO4 → I2+ K2SO4+ 2H2O (oksidira jodid do joda)
PbS + 4H2O2 → PbSO4+ 4H2O (oksidira sulfid do sulfata VI)
Z močnejšimi oksidanti reagira H2O2
kot reducent, pri čemer se sprošča kisik
(primera - kalcijev klorid
korat (I) in svinčev dioksid sta zelo močna oksidanta):
CaCl(ClO) + H2O2 → CaCl2+ H2O + O2
PbO2+ H2O2+ 2HNO3 → Pb(NO3)2+ 2H2O + O2
Vodikov peroksid je šibka kislina (pKa
= 12), ki daje z močnimi bazami slabo topne perokside:
H2O2+ 2NaOH + 6H2O → Na2O28H2O
H2O2+ Ba(OH)2+ 6H2O → BaO28H2O
TiO(SO4) + H2SO4 + H2O2 + H2O → [Ti(O2)(SO4)2]2- + 2H3O+
(dokaz Ti, H2O2)
Brezvodni natrijev peroksid nastane
pri gorenju Na na zraku
Pri reakciji Na2O2 z vodo se sprošča kisik.
2Na2O2+ 2H2O → 4 NaOH + O2
sumarno, sicer preko NaHO2
Brezvodni barijev peroksid dobimo
iz BaO pri segrevanju na zraku pri 500ºC
BaO+O2-> BaO2
Pri gorenju K, Rb in Cs nastanjejo
hiperoksidi oz. superoksidi (KO2, RbO2, CsO2), ki v vodi razpadajo na kisik in hidroksid. K + O2 → KO2 2KO2+ H2O → KOH + KHO2+ O2 (kalijev hidrogen(peroksid)(1-) 2KHO2 → 2KOH + O2
uporaba hiperoksidov
Zaradi neposredne reakcije s CO2
uporabljamo hiperokside za regeneracijo zraka v zaprtih
prostorih:
4KO2(s) + 2CO2(g) → K2CO3(s) + 3O2(g)
Kakšno je gorenje apna
Eksotermno
Kakšna sta al2O3 in Fe2O3 v vodi
Netopna
Uporaba oksidacije O3
Za čiščenje pitne vode
oksidacija srebra z ozonom
2Ag + 2O3 → Ag2O2+ 2O2,
kakšen je kot med H2O2 v plinastem stanju in kako se imenuje?
120 stopinj
diedrski kot
kakšen je kot H2O2 v drugih stanjih (ne plinastem)
med 90 in 180
