kisik Flashcards
lastnosti kisika
-najpogostejši element v dostopnem delu zemlje
-trije izotopi 16O (99,7%), 18O, 17O
-elementaren kisik v dveh oblikah; O2 in O3
-dokaj reaktiven, spojine tvori z vsemi elementi razen He, Ne, Ar
-večinoma reagira neposredno (razen Xe, Rn, halogeni brez F, nekateri žlahtne kovine)
viri
industrijsko pridobivanje
glavni vir: zrak; tudi iz vode
industrijsko pridobivanje:
-frakcionarna destilacija utekočinjenega zraka
utekočinjenje zraka po Lindejevem postopku:
zrak stisnejo (se segreje, nato ga ohladijo), ga ekspandirajo na sobni tlak (se še ohladi)
temperatura v nekaj ciklih doseže vrelišče
-elektroliza vodnih raztopin hidroksidov ali oksokislin ( v manjši meri)
glavni porabnik kisika so železarne
laboratorijsko pridobivanje kisika
-jeklenke
-pridobivanje iz oksosoli s segrevanjem
2KClO3 → 2KCl + 3O2
2KNO3 → 2KNO2 + O2
2HgO → 2Hg + O2
(podobno z KMnO4)
2BaO2 → 2BaO + O2 (pri 500C v levo, pri 700C v desn)
-oksidacija vodikovega peroksida s kalijevim manganatom (brez segrevanja)
Saidlova aparatura
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2
kako kisik tvori vezi?
1) sprejem dveh elektronov
nastanek oksidnega iona (močno endotermen proces) energija kompenzira z mrežno energijo
1/2 O2 + 2e- → O*2-
2) tvorba dveh kovalentnih vezi
ker ima dva samska elektrona v 2p orbitalah
3) tvorba ene kovalentne vezi z istočasnim sprejemom elektrona (OH-, ClO-)
4) tvorba treh ali štirih kovalentnih vezi (redko)
npr. H3O+
tvorba 4 vezi: posebne okoliščine, kisik mora el. pare donirati (nima d orbital, da bi jih tja poslal)
kemijske lastnosti kisika
kisik je OKSIDANT
spajanje s kisikom povezano s sproščanjem toplote in svetlobe (gorjenje)
ionski oksidi reakcije z vodo
Na2O
CaO
ionski oksidi v vodi disociirajo, oksidni ion protolitsko reagira z vodo
O*2- + H2O → 2OH-
raztapljanje ionskih oksidov → hidroksidi
Na2O + H2O → 2NaOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
netopni oksidi (Al2O3, Fe2O3) nimajo bazičnih lastnosti
molekulski (kovalentni) oksidi reakcije z vodo
N2O5
SO2
molekulski (kovalentni) oksidi + voda → kisline
N2O5 + H2O → 2HNO3
SO2 + H2O → H2SO3 (kisli dež)
reakcije oksidov s kislinami in bazami
CaO (bazičen oksid)
N2O5 (kisel oksid)
oksidi + kisline/baze → soli
oz. kisel + bazičen oksid → sol
CaO + HCl → CaCl2 + H2O
N2O5 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O
nekateri oksidi lahko reagirajo kislo in bazično= amfoterni oksidi
npr. ZnO
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O PAZI!! Zn + HCl → ZnCl2 + H2 (pridobivanje vodika)
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
OZON
nastanek
pridobivanje
lastnosti
nastanek: reakcija med O2 in O
nastane tudi pri reakcijah, kjer se sprošča atomarni kisik (razpad KMnO2 na MnO2 in kisik, elektroliza raztopine H2SO4)
najlažje pridobivamo v elektročnem polju (ozonizator)
ozon močnejši oksidant od kisika
oksidira srebro do peroksida in pridobiti jod iz jodida
2Ag + 2O3 → Ag2O2 + 2O2
I- + O3 + H2O → I2 + 2OH- + O2
fizikalne lastnosti ozona
plinast moder
tekoč modrovijoličen
trden črn
tališče -110C
večja topnost v vodi kot O2: zaradi oblike, saj je O3 kotne oblike, polarna molekula (voda je polarna)
ena enojna in ena dvojna vez (reaktivnejši od O2), resonanca
voda nastanek topnih hidrogenkarbonatov
topni hitrogenkarbonati nastanejo iz slabo topnih karbonatov v prisotnosti CO2
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2
ravnotežna reakcija, pri segrevanju zmanjšamo koncentracijo CO2 (topnost plinov se pri segrevanju zmanjšuje), zato se izloči CaCO3 (kotlovec)
količina v vodi raztopljenih snovi
trdota vode
količina v vodi raztopljenih snovi = trdotne stopnje (nemške CaO in francoske CaCO3)
trdota zaradi hidrogenkarbonatov (HCO₃-) = prehodna/ karbonatna trdota
trdota zaradi drugih soli = stalna/ nekarbonatna trdota
vodo mehčamo:
-kemijsko
-z ionskimi izmenjevalci
-z destilacijo
kemijsko mehčanje vode
kemijsko mehčanje: dodatek apna ali sode obori slabo topne karbonate, ki jih odfiltriramo
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 + 2H2O (dodatek apna nevralizira HCO3-)
CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4 (dodatek sode izmenja Ca2+)
mehčanje vode ionski izmenjevalci
ionski izmenjevalci= snovi, ki imajo šibko vezane H+ oz. Na+ ione (kationski izmenjevalci) ali razni amini (anionski izmenjevalci)
ioni raztopljenih soli se vežejo na izmenjevalec, tam zamenjajo H+ oz. -NR3
regeneracija: namočimo v zelo koncentrirano raztopino HCl ali NaCl (kationski) ali ustreznega amina
mehčanje vode destilacija
najučinkovitejši način čiščenja vode
večkratna zaporedna destilacija
nastanek vode iz elementov
sprosti veliko energije
če sta reaktanta v primernem razmerju (pokalni plin), je reakcija zelo hitra
poteka verižno, ker iz enega reaktivnega delca nastaneta po dva
H2 → 2H (termični razpad vodika)
H + O2 → OH + O (nastajanje novih reaktivnih delcev, pospešitev)
O + H2 → OH + H
OH + H2 → H2O + H
O + O → O2 (zmanjševanje št. reaktivnih delcev, upočasnitev)
H + H → H2
H + OH → H2O
hitrost v kratkem času hitro poveča: eksplozija
vodikov peroksid
industrijsko in laboratorijsko pridobivanje
ga ni mogoče sintetizirati direktno iz H2 in O2 (nastane voda)
-industrijsko pridobivanje:
antrakinonski postopek, porabljata se H2 in O2, antrakinon se reciklira
-laboratorijsko pridobivanje:
reakcija med barijevim peroksidom in žveplovo kislino
BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4
BaO2 se ne pokvari s časom kot H2O2
fizikalne lastnosti H2O2
sp3 hibridizacija, ne cis, ne trans ampak nekaj vmes
-neobstojen, razpada na vodo in kisik
-čist lahko razpade eksplozivno
-nekatere snovi razpad pospešijo (MnO2)
-druge zavirajo (H3PO4)
H2O2 kot oksidant
KI + H2O2 + H2SO4
PbS + H2O2
ko reagira kot oksidant nastane voda
2KI + H2O2 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O (oksidira jodid do joda)
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O (osidira sulfid do sulfata VI)
oksidira Fe2+ do Fe3+
zaradi oksidativnih lastnosti je H2O2 belilo, čistilo, razkužilo
H2O2 kot reducnt
kalcijev klorid klorat (I)
svinčev dioksid
(močna oksidanta)
z močnejšimi oksidanti reagira kot reducent, sprošča se kisik (zraven tudi H2O)
CaCl(ClO) + H2O2 → CaCl2 + H2O + O2
PbO2 + H2O2 + 2HNO3 → Pb(NO3)2 + 2H2O + O2
vodikov peroksid + močne baze
H2O2 je šibka kislina + močne baze → slabo topni peroksidi
H2O2 + 2NaOH + 6H2O → Na2O2 8H2O (kristalno vezana voda)
H2O2 + Ba(OH)2 + 6H2O → BaO2 8H2O
vodikov peroksid dokaz
tvorba koordinacijskih pojin
TiO(SO4)
TiO(SO4) + H2SO4 +H2O2 + H2O → [Ti(O2)(SO4)2]*2- + 2H3O+
(dokaz Ti, H2O2)
oboje lahko dokažemo, dodamo enega ali drugega
značilno rumeno obarvanje
natrijev peroksid + voda
natrijev peroksid nastane pri gorjenju Na na zraku
2Na2O2 + 2H2O → 4NaOH + O2
sprošča se kisik
brezvodni barijev peroksid dobimo iz BaO pri segrevanju na zraku
gorenje K, Rb in Cs
+ voda
gorenje K, Rb, Cs → hiperoksidi oz. superoksidi (KO2, RbO2, CsO2)
v vodi razpadejo na kisik in hidroksid
K + O2 → KO2
2KO2 + H2O → KOH + KHO2 + O2
KHO2 → 2KOH + O2
hiperoksidi za regeneracijo zraka v zaprtih prostorih
4KO2 + 2CO2 → K2CO3 + 3O2
