високим окислювально-відновним потенціалом, як кінцевого акцептора електронів в ланцюзі дихальних ферментів, привело до виникнення біохімічного механізму подиху сучасного типу. Цей механізм і забезпечує енергією аеробні організми.
Кисень - основний біогенний елемент, що входить до складу молекул усіх найважливіших речовин, що забезпечують структуру і функції клітин - білків, нуклеїнових кислот, вуглеводів, ліпідів, а також безлічі низькомолекулярних сполук. У кожній рослині чи тварині кисню набагато більше, ніж будь-якого іншого елемента (у середньому близько 70%). М'язова тканина людини містить 16% кисню, кісткова тканина - 28.5%; всього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 43 кг кисню. В організм тварин і людини кисень надходить в основному через органи дихання (вільний кисень) і з водою (зв'язаний кисень). Потреба організму в кисні визначається рівнем (інтенсивністю) обміну речовин, який залежить від маси і поверхні тіла, віку, статі, характеру харчування, зовнішніх умов і ін. В екології як важливу енергетичну характеристику визначають відношення сумарного дихання (тобто сумарних окислювальних процесів) спільноти організмів до його сумарної біомасі.
V. Фізичні та хімічні властивості кисню.
Хімічний елемент кисень утворює два простих речовини - кисень О2 і О3 різні за фізичними властивостями.
Кисень О2 газ, який не має кольору і запаху. Молекула його О2. Вона Парамагнітна (притягується магнітом), так як в ній містяться два неспарених електрона. Будова молекули кисню можна представити у вигляді наступних структурних формул:
Атмосферний кисень складається з двохатомних молекул. Міжатомна відстань в молекулі О2 0,12074 нм. Молекулярний кисень (газоподібний і рідкий) - парамагнітне речовина, в кожній молекулі О2 є по 2 неспарених електрона. Цей факт можна пояснити тим, що в молекулі на кожній з двох -разрихляющіх орбіталей знаходиться по одному неспарених електронів.
Енергія дисоціації молекули О2 на атоми досить висока і становить 493,57 кДж / моль.
Молекула кисню О2 досить інертна. Стійкість молекули кисню і висока енергія активації більшості реакцій окислення обумовлюють те, що при низькій і кімнатній температурах багато реакції за участю кисню протікають з ледь помітною швидкістю. Тільки при створенні умов для появи радикалів - О - або R-О-О-, що збуджують ланцюгової процес, окислювання протікає швидко. У цьому випадку застосовують, наприклад, каталізатори, які здатні прискорити окислювальні процеси.
При нормальних умовах щільність газу кисню 1,42897 кг / мЗ. Температура кипіння рідкого кисню (рідина має блакитний колір) -182,9 ° С. При температурах від -218,7 ° С до -229,4 ° С існує твердий кисень з кубічної гратами (-Модифікація), при температурах від -229,4 ° С до -249,3 ° С - -Модифікація з гексагональної гратами і при температурах нижче -249,3 ° С - кубічна -Модифікація. При підвищеному тиску і низьких температурах отримані й інші модифікації твердого кисню.
При 20 ° С розчинність газу О2: 3,1 мл на 100 мл води, 22 мл на 100 мл етанолу, 23,1 мл на 100 мл ацетону. Існують органічні фторвмісні рідини (наприклад, перфторбутілтетрагідрофуран), в яких розчинність кисню значно вища.
Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі О2пріводіт до того, що при кімнатній температурі газоподібний кисень хімічно досить малоактивний. У природі він повільно вступає в перетворення при процесах гниття. Крім того, кисень при кімнатній температурі здатний реагувати з гемоглобіном крові, що забезпечує перенесення кисню від органів дихання до інших органів.
З багатьма речовинами кисень вступає у взаємодію без нагрівання, наприклад, з лужними і лужноземельними металами (утворюються відповідні оксиди типу Li2O, CaO та ін. Пероксиди типу Na2О2, BaO2 і ін. І супероксиди типу КО2, RbО2 і ін.), Викликає утворення іржі на поверхні сталевих виробів. Без нагрівання кисень реагує з білим фосфором, з деякими альдегідами та іншими органічними речовинами.
При нагріванні, навіть невеликому, хімічна активність кисню різко зростає. При підпалюванні він реагує з вибухом з воднем, метаном, іншими горючими газами, з великою кількістю простих та складних речовин.
За допомогою атомів важкого ізотопу кисню 18О вдалося з'ясувати «походження» кисню, що виділяється рослинами в процесі фотосинтезу. Раніше вважали, що це кисень, вивільнений з молекул оксиду вуглецю, а не води. В даний час стало відомо, що рослини пов'язують кисень оксиду вуглецю, а в атмосферу повертають кисень з води.
Кисень утворює сполуки з усіма елементами, крім деяких благородних газів (гелію, неону, аргону). Так, з більшістю металів кисень реагує вже при кімнатній температурі, наприклад:
2Na ° + О2 ° = Na2 + 102-2
Na ° -1 (е) Na + 1 2 відновник
O2 ° +2 (е) 2 2O-2 окислювач
2Zn ° + O2 ° = 2Zn + 2O-2
Zn ° -2 (е) Zn + 2 відновник
O2 ° +2 (е) 2 2O-2 окислювач
З неметалами кисень реагує, як правило, при нагріванні. Так, з фосфором кисень активно реагує при температурі 60 ° С:
4Р ° + 502 ° = 2Р2 + 505-2
P ° -5 (е) P + 5 2 відновник
O2 ° +2 (е) 2 2O-2 5 окислювач
з сіркою - при температурі близько 250 ° С:
S ° -4 (е) S + 4 відновник
O2 ° +2 (е) 2 2O-2 2 окислювач
з вуглецем (у вигляді графіту) - при 700-800 ° С:
C ° -4 (е) C + 4 відновник
O2 ° +2 (е) 2 2O-2 2 окислювач
Взаємодія кисню з азотом починається лише при 1200 ° С або в електричному розряді:
Кисень реагує і з багатьма складними сполуками, наприклад, з оксидами азоту він реагує вже при кімнатній температурі:
2N + 2O + О2 ° = 2N + 4О2-2
N + 2 -2 (е) N + 4 1 відновник
O2 ° +2 (е) 2 2O-2 2 окислювач
Сірководень, реагуючи з киснем при нагріванні, дає сірку:
2H2S-2 + О2 ° = 2S ° + 2Н2О-2
S-2 -2 (е) S ° відновник
O2 ° +2 (е) 2 2O-2 окислювач
або оксид сірки (IV)
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О
в залежності від співвідношення між киснем і сірководнем.
У наведених реакціях кисень є окислювачем. У більшості реакцій окислення за участю кисню виділяється тепло і світло - такі процеси називаються горінням.
Аллотропной модифікацією кисню є озон. Молекула його трехатомного - О3. Будова її можна представити наступною структурною формулою:
Будь-яке зміна числа або розташування одних і тих самих атомів в молекулі тягне за собою появу якісно нового речовини з іншими властивостями. Озон за своїми властивостями відрізняється від кисню. У звичайних умовах це газ синього кольору, з різким запахом дратівливим. Назва його походить від грецького слова «озейн», що означає запах. Він токсичний. На відміну від кисню молекула озону характеризується великою молекулярною масою, поляризуемостью і полярністю. Тому озон має більш високу температуру кипіння (-111,9 ° С), ніж кисень (- 182,9 ° С), інтенсивне забарвлення і кращу розчинність в воді.
У природних умовах озон утворюється з кисню при грозових розрядах, а на висоті 10-30 км - при дії ультрафіолетових сонячних променів. Він затримує шкідливе для життя ультрафіолетове випромінювання Сонця. Крім цього, озон поглинає інфрачервоні промені Землі, перешкоджаючи її охолодження. Отже, аллотропная форма кисню - озон - відіграє велику роль у збереженні життя на Землі.
Утворення озону супроводжується виділенням атомного кисню. Це в основному ланцюгові реакції, в яких поява активної частки (вона позначається зазвичай знаком *) викликає велике число (ланцюг) послідовних перетворень неактивних молекул, наприклад O2. Ланцюгову реакцію утворення озону з кисню можна виразити наступною схемою:
У техніці озон отримують при електричних розрядах в озонаторах.
Молекула О3 нестійка, і при великій концентрації озон розпадається з вибухом:
Окислювальна активність озону набагато вище, ніж у кисню. Наприклад, уже в звичайних умовах озон окисляє такі малоактивні прості речовини, як срібло і ртуть з утворенням їх оксидів і кисню:
8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2
Як сильний окислювач, озон використовується для очищення питної води, для дезінфекція повітря. Повітря хвойних лісів вважається корисним, так як в ньому міститься невелика кількість озону, який утворюється при окисленні смоли хвойних дерев.
Ще більш сильним окислювачем, ніж кисень О2, є озон О3 (аллотропическими модифікація кисню). Він утворюється в атмосфері при грозових розрядах, чим пояснюється специфічний запах свіжості після грози.
У лабораторіях озон отримують пропусканням розряду через кисень (реакція ендотермічна):
302 203 - 284 кДж.
При взаємодії озону з розчином йодиду калію виділяється йод, тоді як з киснем ця реакція не йде:
2KI + 03 + Н20 = I2 + 2КОН + 02.
Реакція часто використовується як якісна для виявлення іонів I- або озону. Для цього в розчин додають крохмаль, який дає характерний синій комплекс з виділився йодом. Реакція якісна ще й тому, що озон, що не окислюється іони Cl- і Br-
Є ще одна модифікація кисню - четирехатомная (О4):
При низьких температурах воно зміщене вправо, т. Е. В бік утворення молекул О4. Структурні зміни молекул викликають відмінності у властивостях речовин. Так, рідкий і твердий кисень на відміну від газоподібного пофарбовані в синій колір.
Кисень при нагріванні взаємодіє з воднем з утворенням води. При підпалюванні суміші обох газів в об'ємних пропорціях 2: 1 (гримучий газ) реакція протікає з вибухом. Але вона може протікати і спокійно, якщо цю суміш привести в зіткнення з дуже малою кількістю мелкораздробленной платини, що грає роль каталізатора:
2Н2 + О8 = 2 Н20 + 572,6 кДж / моль
Кисень безпосередньо може окисляти всі метали. Якщо метал має високу летючість, то процес окислення зазвичай йде в вигляді горіння. Горіння ж малолетучих металів в кисні може здійснюватися за умови високої летючості утворюється оксиду. Ефективність цього процесу залежить від відновної активності металу і характеризується величиною теплоти освіти виходить продукту. Продукти взаємодії металів з киснем (оксиди) можуть бути основним, кислотними та амфотерними.
При горінні деяких активних металів в кисні іноді утворюються не їх оксиди, а надпероксида і пероксиди. Так, при горінні калію і рубідію утворюються надпероксида цих металів:
Пов'язано це з тим, що молекула кисню може приєднувати або втрачати електрони з утворенням молекулярних іонів типу О2-2, O2- і O2 +. Приєднання одного електрона до кисню викликає утворення надпероксід-іона O2:
Наявність непарного електрона в іоні О2 обумовлює парамагнетизм надпероксида.
Приєднуючи два електрона, молекула кисню пре
обертається в пероксид-іон О2-2, в якому атоми связа
ни одного двухелектронной зв'язком, і тому він диамагнитен:
Про - Про + 2ё = [О - О] -2
Наприклад, взаємодія барію з киснем йде з утворенням пероксиду BaO2:
VI. Отримання кисню.
Різноманіття хімічних сполук, що містять кисень, і їх доступність дозволяють отримувати кисень різними способами. Всі способи отримання кисню можна розділити на дві групи: фізичні і хімічні. Більшість з них відноситься до хімічних, т. Е. В основі отримання кисню лежать ті чи інші реакції. Наприклад, коли необхідний особливо чистий кисень, його отримують з води шляхом розкладання її. Розглянемо цей спосіб.
У посудину, наповнений електролітів (дистильована вода, подкисленная сірчаною кислотою), опускають електроди, найчастіше платинові, і пропускають електричний струм. Позитивно заряджені іони водню переміщаються до негативно зарядженого електроду (катоду), а негативно заряджені гідроксид-іони ОН і сульфат-іони SO42- направляються до позитивно зарядженого електроду (анода). На електродах іони розряджаються. Слід зауважити, що розряд іонів Н + і ОН- відбувається набагато легше, ніж сульфат-іонів SO42- Таким чином, на катоді виділяється водень, а на аноді - кисень:
4ОН- - 4ё - 2Н2О + О2
Виділяються гази збирають в різні посудини або безпосередньо використовують.
В умовах шкільної лабораторії в якості електроліту зручніше скористатися розчином лугу. Тоді електроди можна виготовити із залізного дроту або аркуша. У лужному середовищі розрядці на катоді піддаються безпосередньо молекули води:
Для досліду використовують лабораторний електролізер. Це U-подібна трубка зі скла, в яку упаяні електроди. При електролітичному способі отримують досить чистий кисень (0,1% домішок).
Розглянемо ще один хімічний спосіб отримання кисню. Якщо нагрівати оксид барію ВаО до 540СС, то він приєднує атмосферний кисень з утворенням пероксиду барію ВАО2. Останній при нагріванні до 870 ° С розкладається, і виділяється кисень:
2ВаО + О2 = 2ВаО2
2ВаО2 = 2ВаО + О2
Пероксид барію виконує роль переносника кисню.
У минулому столітті були розроблені установки для отримання кисню цим способом. Вони включали в себе вертикально розташовані ємності, які мали систему підігріву. Через нагріте до 400 - 500 ° С оксид барію пропускали струм повітря. Після утворення пероксиду барію подачу повітря припиняли, а ємності нагрівали до 750 ° С (температура розкладання ВАО2).
З розвитком техніки отримання низьких температур був розроблений фізичний спосіб отримання кисню з атмосферного повітря. Він заснований на глибокому охолодженні повітря і використанні відмінності в температурах кипіння газів, що входять до складу повітря.
Рідке повітря, одержуваний в холодильних установках, являє собою суміш, що складається з 79% азоту і 21% кисню за об'ємом. Рідкий азот кипить при температурі - 195,8 ° С, а рідкий кисень - при температурі - 182,9 ° С. На різниці температур кипіння азоту і кисню грунтується їх поділ. Для повного поділу рідкого кисню і газоподібного азоту застосовують багаторазове випаровування рідкого повітря, що супроводжується конденсацією його парів. Цей процес носить назву фракційної перегонки або ректифікації. В даний час цей спосіб став основним способом отримання технічного кисню (дешеву сировину і велика продуктивність установок). Рідкий кисень зберігають і перевозять в спеціально пристосованих для цього ємностях-цистернах і танках, забезпечених хорошою теплоізоляцією.
Оскільки фізичний спосіб отримання кисню широко використовують в промисловості, хімічні способи отримання практично втратили своє технічне значення і служать для отримання кисню в лабораторії.
У зв'язку з розвиваються науково-технічним прогресом людей