Kisik

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Kisik
[He]2s22p4 8O
   
Periodni sistem elemenata
Općenito
Hemijski element, Simbol, Atomski broj Kisik, O, 8
Serija Nemetal
Grupa, Perioda, Blok 16, 2, s
Izgled bezbojni plin
Zastupljenost 49,4[1] %
Atomske osobine
Atomska masa 15,999 (15,99903 – 15,99977)[2] u
Atomski radijus (izračunat) 60 (48) pm
Kovalentni radijus 66 pm
Van der Waalsov radijus ? pm
Elektronska konfiguracija [He]2s22p4
Broj elektrona u energetskom nivou 2, 6
1. energija ionizacije 1313,9 kJ/mol
2. energija ionizacije 3388,3 kJ/mol
3. energija ionizacije 5300,5 kJ/mol
4. energija ionizacije 7469,2 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje gas
Kristalna struktura kubična
Gustoća 1,429[3] kg/m3 kod 273,15 K
Magnetizam paramagnetičan
Tačka topljenja 54,8 K (−218,3 °C)
Tačka ključanja 90,15 K (−183[4] °C)
Molarni volumen 17,36 · 10−6 (solid) m3/mol
Toplota isparavanja 5,58[4] kJ/mol
Toplota topljenja 0,222 kJ/mol
Pritisak pare 1 · 104 Pa kod 73 K
Brzina zvuka 317,5 m/s kod 293 K
Specifična toplota 920 J/(kg · K) kod 298 K
Specifična električna provodljivost 0 S/m
Toplotna provodljivost 0,02658 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacijsko stanje −2, −1, 0, +1, +2
Oksidi ?
Elektrodni potencijal 1,23
Elektronegativnost 3,44 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
15O

sin

122,24 s ε 2,754 15N
16O

99,762 %

Stabilan
17O

0,038 %

Stabilan
18O

0,2 %

Stabilan
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja

Oksidirajuće

O
Oksidirajuće
Obavještenja o riziku i sigurnosti R: 8
S: (2-)17
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se SI osnovne jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Kisik, kiseonik ili oksigen (latinski oxygenium, iz grčkog ὀξύς ‚oxys‘, oštar, kiseo i γεννάω ‚gen-‘ koji stvara, odnosno onaj koji stvara kiselinu) jeste hemijski element koji se označava simbolom O i ima atomski broj 8. U periodnom sistemu nalazi se u šestoj glavnoj grupi, odnosno pripada halkogenim nemetalima. On je najrasprostranjeniji element u Zemljinoj kori sa udjelom od 48,9%[5] do 49,4%[1], odnosno oko 30% po masenom udjelu,[6] po čemu je poslije željeza drugi po rasprostranjenosti. Također čini i 20,8% Zemljine atmosfere.

U elementarnom obliku kisik se pretežno javlja kao kovalentni homodimer, tj. kao spoj iz dva atoma sumarne formule O2, što označava molekularni kisik, dioksigen ili dikisik. On je bezbojan gas bez mirisa i okusa, a u čistom zraku ga ima oko 20,942%. Neophodan je za sagorijevanje i koroziju. Potreban je za život gotovo svih živih bića na Zemlji. Stvaraju ga biljke u procesu fotosinteze, ali ga i same troše za disanje, mada ne toliko koliko ga proizvedu fotosintezom. Za disanje biljke uzimaju kisik direktno iz zraka ili resorpcijom iz vode (rastvoreni kisik). U visokim koncentracijama kisik je za većinu živih bića otrovan. Metastabilni, vrlo reaktivni alotropski oblik kisika sa tri atoma kisika O3 naziva se ozon.

Atomarni kisik, odnosno kisik u obliku slobodnih, pojedinačnih atoma je stabilan samo pod ekstremnim uslovima, naprimjer u vakuumu u svemiru ili u vrelim atmosferama zvijezda. On ima određeni značaj kao međuproizvod u mnogim reakcijama u hemiji atmosfere.

Historija[uredi | uredi izvor]

Švedsko-njemački hemičar Carl Wilhelm Scheele 1774. i engleski hemičar Joseph Priestley 1771., nezavisno jedan od drugog, otkrili su i izolirali kisik u sklopu proučavanja procesa sagorijevanja.[7]

Od kamenog doba do srednje vijeka, vatra je za ljude bila vrlo značajna, kao dar neba. Preko pojave vatre nastala su različita vjerovanja počev od prirodnjačkih antičkih filozofa do alhemičara. Vatra je bila jedan od osnovih sastojaka u učenju o četiri osnovna elementa. U 17. vijeku nastalo je vjerovanje o postojanju jednog lahkog tajanstvenog sastojka ili supstance. Ovaj flogiston je navodno izlazio iz gorućeg materijala, tako da se toplota smatrala materijom. Švedsko-njemački apotekar Carl Wilhelm Scheele izveo je eksperimente tako što je zagrijavao mangan dioksid ili kalij permanganat sa koncentriranom sumpornom kiselinom (vitriol) čime je dobio bezbojni gas. Ovaj gas je podržavao sagorijevanje te ga je Scheele nazvao goreći zrak ili po porijeklu vitriol-zrak. Otkrio je i pojavu da se obični zrak sastoji iz ovog kisika i pokvarenog zraka. Potpuno nezavisno od njega, engleski hemičar Joseph Priestley je dvije godine kasnije zagrijavanjem živa oksida također dobio kisik. Britanac je svoja zapažanja objavio 1774. godine, dok je Scheele objavio svoju knjigu Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer tek 1777. godine.[8]

2 HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)

Otkrićem kisika i dalje nije bio poznat njegov značaj prilikom sagorijevanja. Francuz Antoine Lavoisier je tokom svojih ekperimenata pronašao da se pri sagorijevanju ne oslobađa nikakav flogiston, već da se veže kisik. Pomoću vaganja proizvoda sagorijevanja pronašao je da materijal ne postaje lakši nego teži. Uzrok dodatne težine tokom procesa sagorijevanja bilo je vezivanje kisika. Tada se smatralo da je kisik osnovni sastojak za pravljenje kiselina. Zbog toga je i nazvan oxygenium (onaj koji gradi kiseline), a naziv je predložio Lavoisier 1779. godine. Zapravo su neorganske kiseline sadržavale kisik rastvaranjem nemetalnih oksida u vodi.

Halogeni elementi, poput hlora i broma dugo vremena su smatrani oksidima nekog nepoznatog elementa. Kasnije je otkriveno da je vodik odgovoran za kiseli karakter. Naučnici Karol Olszewski i Zygmunt Florenty Wróblewski su prvi uspjeli dobiti tečni kisik 1883. godine.

Rasprostranjenost[uredi | uredi izvor]

Na Zemlji[uredi | uredi izvor]

Kisik je najčešći i najrasprostranjeniji element na Zemlji.[9] Osim u atmosferi, ima ga i vezanog u litosferi, rastvorenog u hidrosferi i biosferi. Kisik ima maseni udio u Zemljinoj kori oko 50,5%[10] (do dubine od 16km, uključujući hidrosferu i atmosferu). U zraku kisik ima maseni udio od 23,16 %[11], a po zapremini na njega otpada 20,95 %[11]. Kao sastavni dio vode na njega otpada 88,8 %[11], dok ga u morskoj vodi ima samo 86 %[11], jer se u njoj nalaze rastvorene velike količine soli koje ne sadrže kisik (poput obične morske soli).

Najviše kisika na Zemlji je sadržano u brojnim hemijskim spojevima. U Zemljinoj kori, pored vode, gotovo svi minerali i stijene sadrže neki od spojeva kisika. Među najvažnije minerale koji sadrže kisik ubrajaju se silikatni kao što su feldspati, olivini i drugi; karbonatni poput kalcij karbonata u krečnjaku i oksidi kao silicij dioksid u kvarcu.

U elementarnom stanju kisik je vezan u obliku molekule O2 u gasnom stanju je u atmosferi i otopljen u vodama. Količina relativno reaktivnog elementarnog kisika dugoročno je konstantna, jer biljke koje proizvode kisik u procesu fotosinteze otpuštaju otprilike onoliko kisika, koliko aerobna živa bića koriste za disanje zajedno sa kisikom koji se potroši za druge procese oksidacije ili sagorijevanja. Bez ovog biološkog ciklusa, kisik bi se nalazio isključivo u svojim spojevima, tako da elementarni kisik postoji u dinamičkoj ravnoteži. Razvoj koncentracije kisika u Zemljinoj atmosferi je detaljnije obrađen u članku razvoj Zemljine atmosfere. U malehnim količinama u atmosferi se nalazi i alotropska modifikacija elementarnog kisika poznatog kao ozon O3.

U svemiru[uredi | uredi izvor]

U svemiru, kisik je, nakon vodika i helija, treći najčešći element. Maseni udio kisika u Sunčevom sistemu iznosi oko 0,8% (što odgovara brojnom udjelu atoma od oko 500 ppm).[12] Kisik nije nastao tokom primordijalne nukleosinteze, ali jeste u ogromnim zvijezdama putem 3α-procesa helija u velikim količinama. U tom procesu se iz tri jezgra atoma helija stvarao 12C, koji se kasnije sa još jednom jezgrom helija spajao u 16O. Kisik 18O je nastao putem fuzije jezgre 4He sa jezgrom 14N. Također i u takozvanim zvijezdama glavnog niza poput Sunca, kisik igra vrlo važnu ulogu pri dobijanju energije. U CNO-ciklusu, kisik predstavlja međuproizvod nuklearnih reakcija, pri čemu djeluje kao katalizator hvatajući protone iz jezgra 12C, čime nastaju jezgra 4He (alfa čestice). U ekstremno teškim zvijezdama u kasnoj fazi njihovog razvoja dolazi do nuklearne fuzije kisika, pri čemu kisik služi kao gorivo za nuklearne reakcije kojima nastaju još teža jezgra atoma.

Većina bijelih patuljaka, koji po današnjem stanju teorije predstavljaju ishod razvoja 97% svih zvijezda, sastoji se, pored helija i ugljika, velikim dijelom i iz kisika.[13]

Osobine[uredi | uredi izvor]

Fizičke[uredi | uredi izvor]

Molekularni kisik je gas bez boje, okusa i mirisa, koji se pri −183 °C kondenzira u bezbojnu tečnost. Međutim, u debelim slojevima, tečni i gasoviti kisik ima određeni plavu nijansu. Na temperaturi ispod −218,75 °C[11] tečni kisik prelazi u čvrsto stanje u obliku plavih kristala. U čvrstom stanju paramagnetične molekule O2 nalaze se na udaljenosti od 121 pm jedna od druge, a vezane su dvostrukom vezom. Element u čvrstom stanju se pojavljuje u nekoliko modifikacija. Između −218,75 i −229,35 °C[11] kisik je u kubičnoj γ-modifikaciji, a između −229,35 i −249,26 °C[11] ima romboedarsku β-modifikaciju. Na temperaturi ispod −249,26 °C prelazi u monoklinsku α-modifikaciju koja je i najstabilnija. Nasuprot drugih nemetala, kisik je paramagnetičan i ima diradikalni karakter.

Trojna tačka kisika se nalazi na 54,36 K (−218,79 °C) i 0,1480 kPa.[14] Kritična tačka se nalazi pri pritisku od 50,4 bara i temperaturi od 154,7 K (−118,4 °C).[15] Kritična gustoća iznosi 0,436 g/cm3.[16]

Kisik u vodi nije mnogo rastvorljiv. Rastvorljivost zavisi od pritiska i temperature. Raste sa padom temperature i povećanjem pritiska. Pri 0 °C i parcijalnim pritiskom kisika od 212 hPa u čistoj vodi se rastvara 14,16 mg/l kisika.

Kisik u cijevi za pražnjenje

U spektralnoj cijevi sa pražnjenjem u gasu kisika molekularne orbitale kisika se uzbuđuju do emisije svjetlosti. Uslovi pod kojima se ovo odvija su pritisak od oko 5–10 mBar, visoki napon električne struje od 1,8 kV, jačina struje od 18 mA i njena frekvencija od 35 kHz. Rekombiniranje ioniziranih molekula gasa emitira se karakterističan spektar boja spontane emisije. Pri tome se samo manjim dijelom, a uslovljeno dotokom i dodavanje energije, reverzibilno stvara i ozon.

Hemijske[uredi | uredi izvor]

Tečni kisik

Kisik reagira direktno sa većinom hemijskih elemenata. Postoji samo nekoliko izuzetaka, naročito među nemetalima i plemenitim metalima. Sa dušikom, kisik reagira samo pod posebnim uslovima, i to za vrijeme munja ali je njihovo spajanje moguće i u motorima sa unutrašnjim sagorijevanjem.[17] Fluor sa kisikom gradi spoj dikisik diflour (O2F2) samo na vrlo niskim temperaturima i pod električnim pražnjenjem. Najplemenitiji metal zlato, hlor, brom i jod kao i plemeniti gasovi ne reagiraju direktno sa kisikom. Drugi plemeniti metali poput platine i srebra vrlo slabo reagiraju sa kisikom.

Elementarni, gasoviti kisik je dosta inertan, mnoge se reakcije sa njim pri normalnim uslovima gotovo ne odvijaju ili se odvijaju vrlo sporo. Razlog za to leži da je kisik metastabilan i da su reakcije kinetički onemogućene drugim supstancama. Da bi se pokrenule reakcije sa takvim kisikom potrebno je dovesti veliku energiju aktivacije ili su neophodni neki vrlo reaktivni radikali. Ova barijera se može preći povećanjem temperature, svjetlošću ili katalizatorom (poput platine). Osim toga kod mnogih metala reakcija je onemogućena, jer je materijal prekriven tankim slojem metalnog oksida i stoga je pasiviziran. Kod nekih reakcija kao što je eksplozivna reakcija sa vodikom, dovoljno je samo nekoliko radikala da bi došlo do reakcije, nakon čega dolazi do mehanizma lančane reakcije. Mnogo oksidativniji od gasovitog kisika, i pored niskih temperatura, je kisik u tečnom stanju. U njemu se vrlo lahko gradi reaktivni singletni kisik. Također za razliku od vode i vodene pare mnoge oksidacije sa kisikom se odvijaju mnogo lakše.

Reakcije sa kisikom su gotovo uvijek redoks reakcije, u kojima kisik po pravilu uzima dva elektrona i tako se reducira do oksida. Zbog toga se element ubraja u oksidaciona sredstva. Često ove reakcije, zbog velike energije rešetki i veza koja se oslobađa, protiču uz snažno oslobađanje toplote. Također postoje i eksplozivne reakcije, kao što je reakcija praskavog gasa ili eksplozija prašine nastala zapaljenjem isitnjenih materijala u zraku ili čistom kisiku.

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Najčešći stabilni izotop kisika je 16O (99,76 %), a stabilni su još i izotopi 18O (0,20 %) i 17O (0,037 %). Osim stabilnih izotopa poznato je još 13 nestabilnih, radioaktivnih nuklida od 12O do 28O[18] koji se mogu dobiti samo vještački. Njegovo vrijeme poluraspada iznosi uglavnom samo nekoliko milisekundi do sekundi, od čega izotop 15O ima najduže vrijeme poluraspada od 2 minute[18] i često se koristi za tomografiju emisijom pozitrona.

Kao jedini stabilni izotop, rijetki 17O ima spin jezgre od 5/2 [19] i može se upotrebljavati za ispitivanja putem nuklearne magnetne rezonance (NMR).

Primjena[uredi | uredi izvor]

  • U procesima sagorijevanja radi postizanja viših temperatura.
  • U hemijskoj industriji za proizvodnju sintetičkih plinova, u pirolitičkim procesima.
  • Ostale primjene: biološke nauke, prehrambena industrija (kao aditiv E948), naučnotehnička istraživanja.

U medicini[uredi | uredi izvor]

Korištenje kisika u humanoj medicini podliježe zakonskim regulativima i strogoj kontroli. U mnogim zemljama, poput Njemačke,[20] boce kisika sa označene bijelom bojom, napunjene medicinskim kisikom važe za gotovo medicinsko sredstvo, tj. gotov lijek. Kod njegove upotrebe važno je obratiti pažnju kod pacijenata sa hroničnim oboljenjem pluća, koji pate od povećanog parcijalnog pritiska CO2. Kod takvih pacijenata može zbog naglog prekomjernog dotoka kisika doći do takozvane CO2 narkoze i do prestanka disanja.[21]

U tehnici[uredi | uredi izvor]

Industrijski, kisik se najčešće koristi u metalurgiji za proizvodnju sirovog željeza i čelika, kao i za rafiniranje bakra. Čistiji kisik ili zrak obogaćen kisikom služi za postizanje viših tempertura, a s druge strane za uklanjanje viška ugljika, silicija, magnana i fosfora iz sirovog čelika, koji oksidiraju i uklanjaju se. Čistiji kisik u odnosu na obični zrak ima prednosti što se u rastopljenu sirovinu ne unosi dušik. Dušik ima negativan uticaj na mehaničke karakteristike čelika. U hemijskim procesima kisik se koristi najviše za oksidaciju različitih osnovnih materijala, kao što se olefinska oksidacija etena u etilen oksid te djelimična (parcijalna) oksidacija teškog lož-ulja (teškog mazuta) i uglja. Osim toga, kisik je neophodan i za dobijanje vodika i sintetskog gasa, kao i za proizvodnju sumporne i dušične kiseline. Oksidacijom sa kisikom dobijaju se vrlo važni proizvodi hemijske industrije poput acetilena, acetaldehida, sirćetne kiseline, vinilacetata i hlora.

Različiti gorivi gasovi (propan, vodik, etin i drugi) tek nakon miješanja sa kisikom dostižu dovoljno visoku temperaturu sagorijevanja dajući vreli plamen bez čađi, a koristi se za autogeno zavarivanje i tvrdo lemljenje ili topljenje i obrađivanje stakla. Nakon zagrijavanja i paljenja slijedi i siječenje betona sa samogorivim oksigenskim kopljem (termalnim kopljem) čime se može samo oštrim mlazom kisika rezati i željezo.

Kisik se može pretvoriti i u ozon, kao oksidacijsko sredstvo u gorivim ćelijama i u poluprovodničkoj tehnici. U raketnoj tehnologiji tečni kisik se koristi kao oksidacijsko sredstvo a označava se skraćenicom LOX (po engleskom nazivu: liquid oxygen).

Postupak s plinom[uredi | uredi izvor]

Upotreba kisika pod pritiskom i upotreba tečnog kisika podliježu posebnim propisima i mjerama zaštite. Nije dozvoljen kontakt kisika s organskim materijalima. Za tečni kisik preporučuje se austenitni čelici, aluminij i legure, bakar i legure. Dozvoljena je upotreba fluornih polimera (teflon). Za plinoviti kisik, pod određenim uslovima, dozvoljena je primjena ugljičnih lahko legiranih čelika i legura bakra i aluminija.

Način dobijanja i distribucije[uredi | uredi izvor]

Kisik se industrijski dobija frakcijskom destilacijom ukapljenog zraka. Zrak u tečnom stanju postepeno se zagrijava i najprije se odvaja dušik, zatim argon, a kisik ostaje u tečnom stanju. Najčešće se isporučuje u čeličnim sudovima - bocama, pod pritiskom od 150 bara. Boce su pojedinačne ili u baterijama - paletama sa zajedničkim ventilom za punjenje i pražnjenje, u baterijama sudova - boca trajno ugrađenim na transportno vozilo ili u tečnom agregatnom stanju specijalnim transportnim vozilima do rezervoara korisnika kisika.

E948[uredi | uredi izvor]

E948 je kod za aditiv kisik u hrani.

  • Funkcija i karakteristike: koristi se u modifikovanoj atmosferi kod pakovanja kao sredstvo zaštite.
  • Proizvodi: u gasu pakovano povrće[22]

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ a b Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3
  2. ^ Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report) u: Pure and Applied Chemistry. 2010, str. 1, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14
  3. ^ GESTIS baza podataka
  4. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. u: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, str. 328–337, doi:10.1021/je1011086
  5. ^ Römpp Lexikon Chemie. Georg Thieme Verlag, 1989., 9. izd., ISBN 3-13-734609-6
  6. ^ Sauerstoff, Lexikon der Geowissenschaften
  7. ^ E. Pilgrim: Entdeckung der Elemente, Mundus Verlag, Stuttgart 1950.
  8. ^ Joseph Priestley: „An Account of Further Discoveries in Air. By the Rev. Joseph Priestley, LL.D. F. R. S. in Letters to Sir John Pringle, Bart. P. R. S. and the Rev. Dr. Price, F. R. S.“, u: Phil. Trans., 1. januar 1775, 65, str. 384–394; doi:10.1098/rstl.1775.0039
  9. ^ Claude Allègre, Gérard Manhès, Éric Lewin: Chemical composition of the Earth and the volatility control on planetary genetics. u: Earth and Planetary Science Letters, 2001, 185 (1–2), str. 49–69; doi:10.1016/S0012-821X(00)00359-9
  10. ^ dtv-Atlas Chemie, Tom 1, dtv-Verlag, 10. izdanje (2006)., ISBN 978-3-423-03217-9
  11. ^ a b c d e f g Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. izd., de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, str. 497–540.
  12. ^ A. M. Davies (ur.): Treatise on Geochemistry, Volume 1: Meteorites, Comets, and Planets, Elsevier, 2003, ISBN 0-08-044720-1
  13. ^ Kippenhahn, Weigert: Stellar Structure and Evolution, 1. izd., Springer, Berlin 1991, ISBN 3-540-58013-1
  14. ^ M.J. Kirschner: Oxygen u Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2012 Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim, doi:10.1002/14356007.a18_329
  15. ^ National Physical Laboratory, Kaye and Laby: Tables of Physical and Chemical Constants, 16 izd., 1995; D. Ambrose, M.B. Ewing, M.L. McGlashan, Critical constants and second virial coefficients of gases.
  16. ^ J. A. Dean: Lange's Handbook of Chemistry, 15. izd., McGraw-Hill, 1999; sekcija 6; tabela 6.5 Critical Properties.
  17. ^ Juergen Carstens: Berechnung der NOx-Rohemission eines Verbrennungsmotor im Schichtladebetrieb, The IP.com Journal, 2003.
  18. ^ a b The Nubase evaluation of nuclear and decay properties (PDF) (en)
  19. ^ NMR-osobine kisika na www.webelements.com
  20. ^ Arzneimittelgesetz – AMG, § 50. (PDF), 10. juni 2007.
  21. ^ A. New: „Oxygen: kill or cure? Prehospital hyperoxia in the COPD patient“. u: Emerg Med J, 2006, 23, str. 144–146
  22. ^ E948: Oxygen

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]

Commons logo
Hemija portal
Odjeljak isključivo posvećen hemiji
Commons logo
U Wikimedijinom spremniku se nalazi još materijala vezanih uz: