Metode za dobivanje kisikovih reakcija. Industrijska proizvodnja kisika. Biti u prirodi

Pojavio se kisik zemljina atmosfera s pojavom zelenih biljaka i fotosintetskih bakterija. Zahvaljujući kisiku aerobni organizmi provode disanje odnosno oksidaciju. Važan je za dobivanje kisika u industriji - koristi se u metalurgiji, medicini, zrakoplovstvu, nacionalno gospodarstvo i druge industrije.

Svojstva

Kisik - osmi element periodni sustav elemenata Mendeljejev. To je plin koji podržava gorenje i oksidira tvari.

Riža. 1. Kisik u periodnom sustavu.

Kisik je službeno otkriven 1774. Engleski kemičar Joseph Priestley izolirao je element iz živinog oksida:

2HgO → 2Hg + O 2 .

Međutim, Priestley nije znao da je kisik dio zraka. Svojstva i prisutnost kisika u atmosferi kasnije je utvrdio Priestleyev kolega, francuski kemičar Antoine Lavoisier.

Opće karakteristike kisika:

bezbojni plin;
nema mirisa ni okusa;
teži od zraka;
molekula se sastoji od dva atoma kisika (O 2);
u tekućem stanju ima blijedoplavu boju;
slabo topljiv u vodi;
je jako oksidacijsko sredstvo.

Riža. 2. Tekući kisik.

Prisutnost kisika može se lako provjeriti spuštanjem tinjajućeg iverja u posudu s plinom. U prisutnosti kisika, baklja se zapali.

Kako to dobiti?

Postoji nekoliko poznatih metoda za proizvodnju kisika iz različitih spojeva u industrijskim i laboratorijskim uvjetima. U industriji se kisik dobiva iz zraka ukapljivanjem pod pritiskom i na temperaturi od -183°C. Tekući zrak podvrgava se isparavanju, tj. postupno zagrijavati. Na -196°C dušik počinje isparavati, a kisik ostaje tekući.

U laboratoriju se kisik stvara iz soli, vodikovog peroksida i kao rezultat elektrolize. Zagrijavanjem dolazi do razgradnje soli. Na primjer, kalijev klorat ili bertolitna sol zagrijavaju se na 500 °C, a kalijev permanganat ili kalijev permanganat zagrijavaju se na 240 °C:

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2;
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Riža. 3. Grijanje Bertoletove soli.

Također možete dobiti kisik zagrijavanjem nitrata ili kalijevog nitrata:

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 .

Pri razgradnji vodikovog peroksida kao katalizator koristi se mangan (IV) oksid - MnO 2, ugljik ili željezni prah. Opća jednadžba kako slijedi:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2.

Otopina natrijevog hidroksida podvrgava se elektrolizi. Kao rezultat toga nastaju voda i kisik:

4NaOH → (elektroliza) 4Na + 2H 2 O + O 2 .

Kisik se također izolira iz vode elektrolizom, razlažući ga na vodik i kisik:

2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Na nuklearnim podmornicama kisik se dobivao iz natrijeva peroksida - 2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2. Metoda je zanimljiva po tome što se uz oslobađanje kisika apsorbira i ugljični dioksid.

Kako koristiti

Prikupljanje i prepoznavanje potrebno je za oslobađanje čistog kisika koji se u industriji koristi za oksidaciju tvari, kao i za održavanje disanja u prostoru, pod vodom i zadimljenim prostorijama (kisik je neophodan vatrogascima). U medicini, boce s kisikom pomažu disati pacijentima s poteškoćama u disanju. Kisik se također koristi za liječenje bolesti dišnog sustava.

Kisik se koristi za izgaranje goriva – ugljena, nafte, prirodnog plina. Kisik se široko koristi u metalurgiji i strojarstvu, na primjer, za taljenje, rezanje i zavarivanje metala.

Prosječna ocjena: 4.9. Ukupno primljenih ocjena: 220.

Zrak je neiscrpan izvor kisika. Da bi se iz njega dobio kisik, ovaj se plin mora odvojiti od dušika i drugih plinova. Industrijska metoda proizvodnje kisika temelji se na ovoj ideji. Provodi se pomoću posebne, prilično glomazne opreme. Prvo se zrak jako ohladi dok se ne pretvori u tekućinu. Tada se temperatura ukapljenog zraka postupno povećava. Iz njega se prvi počinje oslobađati plin dušik (vrelište tekućeg dušika je -196 ° C), a tekućina se obogaćuje kisikom.

Dobivanje kisika u laboratoriju. Laboratorijske metode za proizvodnju kisika temelje se na kemijskim reakcijama.

J. Priestley dobio je ovaj plin iz spoja nazvanog živin(II) oksid. Znanstvenik je koristio staklenu leću kojom je fokusirao sunčevu svjetlost na tvar.

U modernoj verziji, ovaj eksperiment je prikazan na slici 54. Kada se zagrije, živin (||) oksid (prah žuta boja) pretvara u živu i kisik. Živa se oslobađa u plinovito stanje a kondenzira se na stijenkama epruvete u obliku srebrnastih kapljica. Kisik se skuplja iznad vode u drugu epruvetu.

Priestleyeva metoda se više ne koristi jer su živine pare otrovne. Kisik se proizvodi korištenjem drugih reakcija sličnih onoj o kojoj smo raspravljali. Obično se javljaju pri zagrijavanju.

Reakcije u kojima iz jedne tvari nastaje nekoliko drugih nazivamo reakcijama razgradnje.

Za dobivanje kisika u laboratoriju koriste se sljedeći spojevi koji sadrže kisik:

Kalijev permanganat KMnO4 (uobičajeni naziv kalijev permanganat; tvar je uobičajeni dezinficijens)

Kalijev klorat KClO3 (trivijalni naziv - Bertoletova sol, u čast francuskog kemičara krajem XVIII - početkom XIX V. K.-L. Berthollet)

Kalijevom kloratu dodaje se mala količina katalizatora - manganov (IV) oksid MnO2 - tako da dolazi do razgradnje spoja uz oslobađanje kisika1.

Struktura molekula halkogen hidrida H2E može se analizirati metodom molekularne orbitale (MO). Kao primjer, razmotrite dijagram molekularnih orbitala molekule vode (slika 3)

Za konstrukciju (Za više detalja vidi G. Gray "Electrons and Chemical Bonding", M., izdavačka kuća "Mir", 1967., str. 155-62 i G. L. Miessier, D. A. Tarr, "Anorganic Chemistry", Prantice Hall Int. Inc., 1991., str.153-57) dijagrame MO molekule H2O, kombinirat ćemo ishodište koordinata s atomom kisika, a atome vodika smjestiti u ravninu xz (slika 3). Preklapanje 2s- i 2p-AO kisika s 1s-AO vodika prikazano je na slici 4. U nastanku MO sudjeluju AO vodika i kisika koji imaju istu simetriju i sličnu energiju. Međutim, doprinos AO stvaranju mikroorganizama je različit, što se očituje u različitim vrijednostima koeficijenata u odgovarajućim linearne kombinacije JSC. Interakcija (preklapanje) 1s-AO vodika i 2s- i 2pz-AO kisika dovodi do stvaranja 2a1-veznih i 4a1-antiveznih MO.

Četiri "halkogena" elementa (tj. "rađajući bakar") predvode glavnu podskupinu skupine VI (prema novoj klasifikaciji - 16. skupina) periodni sustav elemenata. Osim sumpora, telura i selena, tu spada i kisik. Pogledajmo pobliže svojstva ovog elementa, najčešćeg na Zemlji, kao i korištenje i proizvodnju kisika.

Prevalencija elementa

U vezanom obliku ulazi kisik kemijski sastav voda – njen postotak je oko 89%, kao i u sastavu stanica svih živih bića – biljaka i životinja.

U zraku je kisik u slobodnom stanju u obliku O2 koji zauzima petinu njegovog sastava, te u obliku ozona - O3.

Fizička svojstva

Kisik O2 je plin bez boje, okusa i mirisa. Slabo topljiv u vodi. Vrelište je 183 stupnja ispod nule. U tekućem obliku kisik je plave boje, a u krutom obliku nastaje plavi kristali. Talište kristala kisika je 218,7 stupnjeva ispod nule.

Kemijska svojstva

Kada se zagrije, ovaj element reagira s mnogima jednostavne tvari, metali i nemetali, tvoreći takozvane okside - spojeve elemenata s kisikom. u koji elementi ulaze s kisikom naziva se oksidacija.

Na primjer,

4Na + O2= 2Na2O

2. Kroz razgradnju vodikovog peroksida kada se zagrijava u prisutnosti manganovog oksida, koji djeluje kao katalizator.

3. Kroz razgradnju kalijevog permanganata.

Kisik se u industriji proizvodi na sljedeće načine:

1. U tehničke svrhe dobiva se kisik iz zraka, u kojemu je njegov uobičajeni sadržaj oko 20%, t.j. peti dio. Da bi se to postiglo, zrak se prvo spaljuje, stvarajući smjesu koja sadrži oko 54% tekućeg kisika, 44% tekućeg dušika i 2% tekućeg argona. Ti se plinovi zatim odvajaju postupkom destilacije, koristeći relativno mali raspon između vrelišta tekućeg kisika i tekućeg dušika - minus 183 odnosno minus 198,5 stupnjeva. Ispada da dušik isparava ranije od kisika.

Moderna oprema osigurava proizvodnju kisika bilo kojeg stupnja čistoće. Dušik koji se dobiva separacijom koristi se kao sirovina u sintezi njegovih derivata.

2. Također proizvodi vrlo čisti kisik. Ova metoda je postala raširena u zemljama s bogatim resursima i jeftinom električnom energijom.

Primjena kisika

Kisik je najvažniji element u životu cijele naše planete. Ovaj plin, koji se nalazi u atmosferi, konzumiraju u procesu životinje i ljudi.

Dobivanje kisika vrlo je važno za takva područja ljudske djelatnosti kao što su medicina, zavarivanje i rezanje metala, pjeskarenje, zrakoplovstvo (za ljudsko disanje i rad motora) i metalurgija.

U nastajanju ekonomska aktivnost Kod ljudi se kisik troši u velikim količinama - na primjer, pri izgaranju raznih vrsta goriva: prirodnog plina, metana, ugljena, drva. U svim tim procesima on nastaje.Ujedno je priroda predvidjela proces prirodnog vezanja ovog spoja fotosintezom koja se odvija u zelenim biljkama pod utjecajem sunčeve svjetlosti. Kao rezultat tog procesa nastaje glukoza koju biljka potom koristi za izgradnju svojih tkiva.

Povijest otkrića kisika Otkriće kisika obilježeno novo razdoblje u razvoju kemije. Od davnina je poznato da je za izgaranje potreban zrak. Proces sagorijevanja tvari dugo je ostao nejasan. U eri alkemije raširena je teorija flogistona, prema kojoj tvari gore zbog interakcije s vatrenom materijom, odnosno s flogistonom koji se nalazi u plamenu. Kisik je dobio engleski kemičar Joseph Priestley 70-ih godina 18. stoljeća. Kemičar je zagrijao prašak crvenog živinog(II) oksida, uzrokujući da se tvar raspadne u metalnu živu i bezbojni plin:

2HgO t° → 2Hg + O2

Oksidi– binarni spojevi koji sadrže kisik Kad je tinjajuća krhotina ubačena u posudu s plinom, jarko je planula. Znanstvenik je vjerovao da je tinjajuća krhotina unijela flogiston u plin i on se zapalio. D. Priestley Pokušao sam udahnuti dobiveni plin i bio sam oduševljen kako je lako i slobodno disati. Tada znanstvenik nije ni zamišljao da je zadovoljstvo disanja ovog plina dano svima. D. Priestley podijelio je rezultate svojih eksperimenata s francuskim kemičarom Antoineom Laurentom Lavoisierom. Imajući u to vrijeme dobro opremljen laboratorij, A. Lavoisier je ponovio i unaprijedio pokuse D. Priestleya. A. Lavoisier mjerio je količinu plina koja se oslobađa pri raspadu određene mase živinog oksida. Kemičar je zatim zagrijavao metalnu živu u zatvorenoj posudi sve dok nije postala živin(II) oksid. Otkrio je da je količina plina oslobođenog u prvom pokusu jednaka količini plina apsorbiranom u drugom pokusu. Stoga živa reagira s nekom tvari u zraku. I ta ista tvar se oslobađa tijekom razgradnje oksida. Lavoisier je prvi zaključio da flogiston s tim nema apsolutno nikakve veze, a spaljivanje tinjajućeg ivera izazvao je nepoznati plin, koji je kasnije nazvan kisikom. Otkriće kisika označilo je slom teorije o flogistonu!

Metode proizvodnje i prikupljanja kisika u laboratoriju

Laboratorijske metode za proizvodnju kisika vrlo su raznolike. Mnogo je tvari iz kojih se može dobiti kisik. Pogledajmo najčešće metode.

1) Raspad živinog (II) oksida

Jedan od načina dobivanja kisika u laboratoriju je dobivanje pomoću gore opisane reakcije razgradnje oksida živa(II). Zbog visoke toksičnosti živinih spojeva i same živine pare, ova metoda se koristi izuzetno rijetko.

2) Razgradnja kalijeva permanganata

Kalijev permanganat(u svakodnevnom životu to zovemo kalijev permanganat) – kristalna tvar tamnoljubičasta boja. Kad se kalijev permanganat zagrijava, oslobađa se kisik. U epruvetu uspite malo praha kalijevog permanganata i pričvrstite je vodoravno na nogu stativa. Stavite komadić vate blizu otvora epruvete. Epruvetu zatvaramo čepom u koji je umetnuta cijev za odvod plina čiji se kraj spušta u prihvatnu posudu. Odvodna cijev za plin mora dosezati do dna prihvatne posude. Vata koja se nalazi u blizini otvora epruvete potrebna je da spriječi ulazak čestica kalijevog permanganata u prihvatnu posudu (tijekom razgradnje oslobođeni kisik nosi čestice permanganata). Kada je uređaj sastavljen, počinjemo zagrijavati epruvetu. Počinje oslobađanje kisika. Jednadžba reakcije za razgradnju kalijevog permanganata:

2KMnO4 t° → K2MnO4 + MnO2 + O2

Kako otkriti prisutnost kisika? Upotrijebimo Priestleyjevu metodu. Zapalimo iver, pustimo da malo izgori, pa ga ugasimo da jedva tinja. Spustimo tinjajući iver u posudu s kisikom. Baklja svijetli! Odvodna cijev za plin nije slučajno spušten na dno prihvatne posude. Kisik je teži od zraka, stoga će se skupljati na dnu spremnika, istiskujući zrak iz njega. Kisik se također može prikupiti istiskivanjem vode. Da biste to učinili, izlazna cijev za plin mora se spustiti u epruvetu napunjenu vodom i spustiti u kristalizator s vodom s rupom prema dolje. Kada kisik uđe, plin istiskuje vodu iz epruvete.

Razgradnja vodikovog peroksida

Vodikov peroksid- tvar poznata svima. Prodaje se u ljekarnama pod nazivom "vodikov peroksid". Ovaj naziv je zastario, ispravnije je koristiti izraz "peroksid". Kemijska formula vodikov peroksid H2O2 vodikov peroksid tijekom skladištenja polako se razlaže na vodu i kisik. Da biste ubrzali proces razgradnje, možete zagrijati ili primijeniti katalizator.

Katalizator– tvar koja ubrzava brzinu kemijske reakcije

Ulijte vodikov peroksid u tikvicu i dodajte katalizator u tekućinu. Katalizator može biti crni barut – manganov oksid MnO2. Smjesa će se odmah početi pjeniti zbog otpuštanja velika količina kisik. Unesimo tinjajuću krhotinu u tikvicu - ona se jako rasplamsa. Jednadžba reakcije za razgradnju vodikovog peroksida je:

2H2O2 MnO2 → 2H2O + O2

Napomena: iznad strelice ili znaka napisan je katalizator koji ubrzava reakciju «=», jer se tijekom reakcije ne troši već ju samo ubrzava.

Razgradnja kalijevog klorata

Kalijev klorat– kristalna tvar bijela. Koristi se u proizvodnji vatrometa i drugih raznih pirotehničkih proizvoda. Postoji trivijalni naziv za ovu tvar - "Berthollet sol". Supstanca je dobila ovo ime u čast francuskog kemičara koji ju je prvi sintetizirao, Claude Louis Berthollet. Kemijska formula kalijevog klorata je KClO3. Kada se kalijev klorat zagrijava u prisutnosti katalizatora - manganovog oksida MnO2, Bertoletova sol se razgrađuje prema sljedećoj shemi:

2KClO3 t°, MnO2 → 2KCl + 3O2.

Razgradnja nitrata

Nitrati- tvari koje sadrže ione NO3⎺. Veze ove klase koriste se kao mineralna gnojiva i uključeni u pirotehničke proizvode. Nitrati– spojevi su termički nestabilni, a zagrijavanjem se razgrađuju uz oslobađanje kisika: Imajte na umu da su sve razmatrane metode za proizvodnju kisika slične. U svim slučajevima, kisik se oslobađa tijekom razgradnje složenijih tvari. Reakcija razgradnje- reakcija koja rezultira složene tvari rastaviti na jednostavnije B opći pogled Reakcija razgradnje može se opisati dijagramom slova:

AB → A + B.

Reakcije razgradnje mogu se pojaviti pod utjecajem različitih čimbenika. Ovo može biti grijanje, akcija električna struja, upotreba katalizatora. Postoje reakcije u kojima se tvari spontano raspadaju.

Proizvodnja kisika u industriji

U industriji se kisik dobiva izdvajanjem iz zraka. Zrak– mješavina plinova, čiji su glavni sastojci prikazani u tablici. Suština ove metode je dubinsko hlađenje zraka pretvarajući ga u tekućinu koja u normalnim uvjetima atmosferski pritisak može se postići na temperaturi od oko -192°S. Razdvajanje tekućine na kisik i dušik provodi se korištenjem razlike u njihovim temperaturama vrenja i to: Tb. O2 = -183°C; Bp.N2 = -196°S(pri normalnom atmosferskom tlaku). Postupnim isparavanjem tekućine prelazi u plinovitu fazu dušik, kojeg ima više niske temperature ključanja, a kako se oslobađa, tekućina će se obogatiti kisikom. Ponavljanjem ovog procesa mnogo puta moguće je dobiti kisik i dušik potrebne čistoće. Ova metoda razdvajanja tekućina na sastavne dijelove naziva se ispravljanje tekućeg zraka.

U laboratoriju se kisik proizvodi reakcijama razgradnje
Reakcija razgradnje- reakcija uslijed koje se složene tvari razlažu na jednostavnije
Kisik se može prikupiti metodom istiskivanja zraka ili metodom istiskivanja vode
Za otkrivanje kisika koristi se tinjajuća krhotina; u njoj svijetli
Katalizator- tvar koja ubrzava kemijska reakcija, ali se u njemu ne konzumira

]]>

Pozdrav. Danas ću vam govoriti o kisiku i kako ga dobiti. Podsjećam vas da ako imate pitanja za mene, možete ih napisati u komentarima na članak. Ako vam treba bilo kakva pomoć u kemiji, . Rado ću vam pomoći.

Kisik je u prirodi raspoređen u obliku izotopa 16 O, 17 O, 18 O, koji na Zemlji imaju sljedeće postotke - 99,76%, 0,048%, 0,192%, redom.

U slobodnom stanju kisik se nalazi u oblik tri alotropske modifikacije : atomski kisik - O o, diokisik - O 2 i ozon - O 3. Štoviše, atomski kisik se može dobiti na sljedeći način:

KClO 3 = KCl + 3O 0

KNO 3 = KNO 2 + O 0

Kisik se nalazi u više od 1400 različitih minerala i organska tvar, u atmosferi njegov sadržaj iznosi 21% volumena. A ljudsko tijelo sadrži do 65% kisika. Kisik je plin bez boje i mirisa, slabo topiv u vodi (3 volumena kisika otopljena su u 100 volumena vode pri 20 o C).

U laboratoriju se kisik dobiva umjerenim zagrijavanjem određenih tvari:

1) Pri razgradnji spojeva mangana (+7) i (+4):

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
permanganat manganate
potassium potassium

2MnO 2 → 2MnO + O 2

2) Pri razgradnji perklorata:

2KClO 4 → KClO 2 + KCl + 3O 2
perklorat
kalij

3) Tijekom razgradnje berthollet soli (kalijev klorat).
U ovom slučaju nastaje atomski kisik:

2KClO 3 → 2 KCl + 6O 0
klorat
kalij

4) Tijekom raspadanja soli hipokloričaste kiseline na svjetlu- hipokloriti:

2NaClO → 2NaCl + O 2

Ca(ClO) 2 → CaCl 2 + O 2

5) Kod zagrijavanja nitrata.
U tom slučaju nastaje atomski kisik. Ovisno o položaju metalnog nitrata u nizu aktivnosti, nastaju različiti produkti reakcije:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2

Ca(NO 3) 2 → CaO + 2NO 2 + O 2

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2

6) Tijekom razgradnje peroksida:

2H 2 O 2 ↔ 2H 2 O + O 2

7) Pri zagrijavanju oksida neaktivnih metala:

2Ag 2 O ↔ 4Ag + O 2

Ovaj proces je relevantan u svakodnevnom životu. Činjenica je da posuđe od bakra ili srebra, koje ima prirodni sloj oksidnog filma, zagrijavanjem stvara aktivni kisik, što ima antibakterijski učinak. Otapanje soli neaktivnih metala, osobito nitrata, također dovodi do stvaranja kisika. Na primjer, cjelokupni proces otapanja srebrnog nitrata može se predstaviti u fazama:

AgNO 3 + H 2 O → AgOH + HNO 3

2AgOH → Ag 2 O + O 2

2Ag 2 O → 4Ag + O 2

ili u sažetom obliku:

4AgNO 3 + 2H 2 O → 4Ag + 4HNO 3 + 7O 2

8) Kod zagrijavanja kromovih soli najviši stupanj oksidacija:

4K 2 Cr 2 O 7 → 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3 O 2
bichromate kromat
potassium potassium

U industriji se kisik dobiva:

1) Elektrolitička razgradnja vode:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2) Interakcija ugljični dioksid s peroksidima:

CO 2 + K 2 O 2 → K 2 CO 3 + O 2

Ova metoda je neizostavno tehničko rješenje problema disanja u izoliranim sustavima: podmornicama, rudnicima, svemirskim letjelicama.

3) Kada ozon stupa u interakciju s redukcijskim agensima:

O 3 + 2KJ + H 2 O → J 2 + 2KOH + O 2

Od posebne važnosti je proizvodnja kisika tijekom procesa fotosinteze. koji se javljaju u biljkama. Sav život na Zemlji temeljno ovisi o ovom procesu. Fotosinteza je složen proces koji se sastoji od više koraka. Svjetlo mu daje početak. Sama fotosinteza sastoji se od dvije faze: svijetle i tamne. Tijekom svjetlosne faze, klorofilni pigment sadržan u lišću biljke tvori takozvani kompleks koji apsorbira svjetlost” koji uzima elektrone iz vode i time je dijeli na ione vodika i kisik: