Kiseonik

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Kiseonik,  8O
Opšta svojstva
Ime, simbol kiseonik, O
Kiseonik u periodnom sistemu
Vodonik (diatomski nemetal)
Helijum (plemeniti gas)
Litijum (alkalni metal)
Berilijum (zemnoalkalni metal)
Bor (metaloid)
Ugljenik (poliatomski nemetal)
Azot (diatomski nemetal)
Kiseonik (diatomski nemetal)
Fluor (diatomski nemetal)
Neon (plemeniti gas)
Natrijum (alkalni metal)
Magnezijum (zemnoalkalni metal)
Aluminijum (postprelazni metal)
Silicijum (metaloid)
Fosfor (poliatomski nemetal)
Sumpor (poliatomski nemetal)
Hlor (diatomski nemetal)
Argon (plemeniti gas)
Kalijum (alkalni metal)
Kalcijum (zemnoalkalni metal)
Skandijum (prelazni metal)
Titanijum (prelazni metal)
Vanadijum (prelazni metal)
Hrom (prelazni metal)
Mangan (prelazni metal)
Gvožđe (prelazni metal)
Kobalt (prelazni metal)
Nikl (prelazni metal)
Bakar (prelazni metal)
Cink (prelazni metal)
Galijum (postprelazni metal)
Germanijum (metaloid)
Arsen (metaloid)
Selen (poliatomski nemetal)
Brom (diatomski nemetal)
Kripton (plemeniti gas)
Rubidijum (alkalni metal)
Stroncijum (zemnoalkalni metal)
Itrijum (prelazni metal)
Cirkonijum (prelazni metal)
Niobijum (prelazni metal)
Molibden (prelazni metal)
Tehnecijum (prelazni metal)
Rutenijum (prelazni metal)
Rodijum (prelazni metal)
Paladijum (prelazni metal)
Srebro (prelazni metal)
Kadmijum (prelazni metal)
Indijum (postprelazni metal)
Kalaj (postprelazni metal)
Antimon (metaloid)
Telur (metaloid)
Jod (diatomski nemetal)
Ksenon (plemeniti gas)
Cezijum (alkalni metal)
Barijum (zemnoalkalni metal)
Lantan (lantanoid)
Cerijum (lantanoid)
Prazeodijum (lantanoid)
Neodijum (lantanoid)
Prometijum (lantanoid)
Samarijum (lantanoid)
Evropijum (lantanoid)
Gadolinijum (lantanoid)
Terbijum (lantanoid)
Disprozijum (lantanoid)
Holmijum (lantanoid)
Erbijum (lantanoid)
Tulijum (lantanoid)
Iterbijum (lantanoid)
Lutecijum (lantanoid)
Hafnijum (prelazni metal)
Tantal (prelazni metal)
Volfram (prelazni metal)
Renijum (prelazni metal)
Osmijum (prelazni metal)
Iridijum (prelazni metal)
Platina (prelazni metal)
Zlato (prelazni metal)
Živa (prelazni metal)
Talijum (postprelazni metal)
Olovo (postprelazni metal)
Bizmut (postprelazni metal)
Polonijum (postprelazni metal)
Astat (metaloid)
Radon (plemeniti gas)
Francijum (alkalni metal)
Radijum (zemnoalkalni metal)
Aktinijum (aktinoid)
Torijum (aktinoid)
Protaktinijum (aktinoid)
Uranijum (aktinoid)
Neptunijum (aktinoid)
Plutonijum (aktinoid)
Americijum (aktinoid)
Kirijum (aktinoid)
Berklijum (aktinoid)
Kalifornijum (aktinoid)
Ajnštajnijum (aktinoid)
Fermijum (aktinoid)
Mendeljevijum (aktinoid)
Nobelijum (aktinoid)
Lorencijum (aktinoid)
Raderfordijum (prelazni metal)
Dubnijum (prelazni metal)
Siborgijum (prelazni metal)
Borijum (prelazni metal)
Hasijum (prelazni metal)
Majtnerijum (nepoznata hemijska svojstva)
Darmštatijum (nepoznata hemijska svojstva)
Rendgenijum (nepoznata hemijska svojstva)
Kopernicijum (prelazni metal)
Nihonijum (nepoznata hemijska svojstva)
Flerovijum (nepoznata hemijska svojstva)
Moskovijum (nepoznata hemijska svojstva)
Livermorijum (nepoznata hemijska svojstva)
Tenesin (nepoznata hemijska svojstva)
Oganeson (nepoznata hemijska svojstva)


O

S
azotkiseonikfluor
Atomski broj (Z) 8
Grupa, perioda grupa 16 (halkogeni), perioda 2
Blok p-blok
Kategorija   diatomski nemetal
Rel. at. masa (Ar) 15,9994 u[1]
El. konfiguracija [He]2s22p4
po ljuskama
2, 6
Fizička svojstva
Boja bezbojan
Agregatno stanje gasovito
Tačka topljenja 50,35 K (−222,8 °‍C)
Tačka ključanja 90,18 K (−182,97 °C)
Gustina 1,429 kg/m3[2]
Molarna zapremina 17,36×10−3 m3/mol
Toplota fuzije 0,22259 kJ/mol
Toplota isparavanja 3,4099 kJ/mol[3]
Sp. topl. kapacitet 920 J/(kg·K)
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja ±2, 1
Elektronegativnost 3,44 (Poling)
2,50 (Olred)
Energije jonizacije 1: 1313,9 kJ/mol
2: 3388,3 kJ/mol
3: 3388,3 kJ/mol
(ostale)
Atomski radijus 60 (48) pm
Kovalentni radijus 73 pm
Valsov radijus 152 pm
Ostalo
Kristalna struktura kubična
Regularna kristalna struktura za kiseonik
Brzina zvuka 317,5 m/s (293 K)
Topl. vodljivost 0,02674 W/(m·K)
CAS broj 7782-44-7
referenceVikipodaci

Kiseonik (lat. oxygenium, iz grčkog ὀξύς‚ oxys, oštar, kiseo i γεννάω‚ genkoji 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 udelom od 48,9%[4] do 49,4%[5], odnosno oko 30% po masenom udelu,[6] po čemu je posle gvožđa drugi po rasprostranjenosti. Takođe čini i 20,8% Zemljine atmosfere.

U elementarnom obliku kiseonik se pretežno javlja kao kovalentni homodimer, tj. kao jedinjenje iz dva atoma sumarne formule O
2
, što označava molekularni kiseonik, dioksigen ili dikiseonik. On je bezbojan gas bez mirisa i ukusa, a u čistom vazduhu je zastupljen sa oko 20,942%. Neophodan je za sagorevanje 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 u manjoj meri odnosu na količinu koju proizvode fotosintezom. Za disanje biljke uzimaju kiseonik direktno iz vazduha ili resorpcijom iz vode (rastvoreni kiseonik). U visokim koncentracijama kiseonik je za većinu živih bića otrovan. Metastabilni, vrlo reaktivni alotropni oblik kiseonika sa tri atoma kiseonika O
3
naziva se ozon.

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

Stabilni izotopi su 16O, 17O i 18O

Istorija[uredi]

Švedsko-nemački hemičar Karl Vilhelm Šile 1774. i engleski hemičar Džozef Pristli 1771, nezavisno jedan od drugog, otkrili su i izolovali kiseonik u sklopu proučavanja procesa sagorevanja.[7]

Od kamenog doba do srednjeg veka, vatra je za ljude bila vrlo značajna, kao dar neba. Preko pojave vatre nastala su različita verovanja počev od prirodnjačkih antičkih filozofa do alhemičara. Vatra je bila jedan od osnovih sastojaka u učenju o četiri osnovna elementa. U 17. veku nastalo je verovanje o postojanju jednog lakog tajanstvenog sastojka ili supstance. Taj sastojak pod imenom flogiston je navodno izlazio iz gorućeg materijala, tako da se toplota smatrala materijom. Švedsko-nemački apotekar Karl Vilhelm Šile izveo je eksperimente tako što je zagrevao mangan dioksid ili kalijum permanganat sa koncentrisanom sumpornom kiselinom (vitriolom) čime je dobio bezbojni gas. Ovaj gas je podržavao sagorevanje te ga je Šile nazvao goreći vazduh ili po poreklu vitriolni vazduh. Otkrio je i pojavu da se obični vazduh sastoji iz tog kiseonika i „pokvarenog“ vazduha. Potpuno nezavisno od njega, engleski hemičar Džozef Pristli je dve godine kasnije zagrevanjem živa oksida takođe dobio kiseonik. Britanac je svoja zapažanja objavio 1774. godine, dok je Šile objavio svoju knjigu Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer tek 1777. godine.[8]

2 HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)

Uprkos otkrića kiseonika i dalje nije bio poznat njegov značaj prilikom sagorevanja. Francuz Antoan Lavoazje je tokom svojih ekperimenata pronašao da se pri sagorijevanju ne oslobađa flogiston, već da se vezuje kiseonik. Pomoću vaganja proizvoda sagorevanja pronašao je da materijal ne postaje lakši nego teži. Uzrok dodatne težine tokom procesa sagorevanja bilo je vezivanje kiseonika. Tada se smatralo da je kiseonik osnovni sastojak za pravljenje kiselina. Zbog toga je i nazvan oxygenium (onaj koji gradi kiseline), a naziv je predložio Lavoazje 1779. godine. Neorganske kiseline formirane rastvaranjem nemetalnih oksida u vodi sadrže kiseonik.

Halogeni elementi, poput hlora i broma dugo vremena su smatrani oksidima nekog nepoznatog elementa. Kasnije je otkriveno da je vodonik odgovoran za kiseli karakter. Naučnici Karol Olševski i Zigmunt Florenti Vroblevski su prvi uspeli da dobiju tečni kiseonik 1883. godine.

Rasprostranjenost[uredi]

Na Zemlji[uredi]

Kiseonik je najčešći i najrasprostranjeniji element na Zemlji.[9] Osim u atmosferi, kiseonik je zastupljen u vezanom stannju u litosferi, i rastvoren u hidrosferi i biosferi. Kiseonik ima maseni udeo u Zemljinoj kori od oko 50,5%[10] (do dubine od 16 km, uključujući hidrosferu i atmosferu). U vazduhu kiseonik ima maseni udeo od 23,16 %[11], a po zapremini na njega otpada 20,95 %[11]. Kao sastavni deo 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 kiseonik (poput obične morske soli).

Najviše kiseonika na Zemlji je sadržano u brojnim hemijskim jedinjenjima. U Zemljinoj kori, pored vode, gotovo svi minerali i stene sadrže neko od jedinjenja kiseonika. Među najvažnije minerale koji sadrže kiseonik ubrajaju se silikatni kao što su feldspati, olivini i drugi; karbonatni poput kalcijum karbonata u krečnjaku i oksidi kao silicijum dioksid u kvarcu.

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

U svemiru[uredi]

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

Većina belih patuljaka, koji po današnjem stanju teorije predstavljaju ishod razvoja 97% svih zvezda, sastoji se pored helijuma i ugljenika, velikim delom i od kiseonika.[13]

Osobine[uredi]

Fizičke osobine[uredi]

Molekularni kiseonik je gas bez boje, ukusa i mirisa, koji se pri −183 °C kondenzuje u bezbojnu tečnost. Međutim, u debelim slojevima, tečni i gasoviti kiseonik ima određeni plavu nijansu. Na temperaturi ispod −218,75 °C[11] tečni kiseonik prelazi u čvrsto stanje u obliku plavih kristala. U čvrstom stanju paramagnetni molekuli O2 se nalaze na udaljenosti od 121 pm jedan od drugog, a vezani su dvostrukom vezom. Element u čvrstom stanju se pojavljuje u nekoliko modifikacija. Između −218,75 i −229,35 °C[11] kiseonik je u kubnoj 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, kiseonik je paramagnetičan i ima diradikalni karakter.

Trojna tačka kiseonika 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 gustina iznosi 0,436 g/cm3.[16]

Kiseonik u vodi nije zantno rastvoran. Rastvorljivost zavisi od pritiska i temperature. Raste sa padom temperature i povećanjem pritiska. Pri 0 °C i parcijalnim pritiskom kiseonika od 212 hPa u čistoj vodi se rastvara 14,16 mg/l kiseonika.

Kiseonik u cevi za pražnjenje

U spektralnoj cevi za pražnjenjem u gasu kiseonika molekularne orbitale kiseonika se pobuđuju do emisije svetlosti. Uslovi pod kojima se ovo odvija su pritisak od oko 5–10 mBar, visok napon električne struje od 1,8 kV, jačina struje od 18 mA i njena frekvencija od 35 kHz. Rekombinovanjem jonizovanih molekula gasa emitije se karakterističan spektar boja spontane emisije. Pri tome se samo manjim delom, a uslovljeno dotokom i dodavanjem energije, reverzibilno stvara i ozon.

Hemijske osobine[uredi]

Kiseonik direktno reaguje sa većinom hemijskih elemenata. Postoji samo nekoliko izuzetaka, naročito među nemetalima i plemenitim metalima. Sa azotom, kiseonik reaguje samo pod posebnim uslovima, i to za vreme munja ali je njihovo spajanje moguće i u motorima sa unutrašnjim sagorijevanjem.[17] Fluor sa kiseonikom gradi jedinjenje dikiseonik diflour (O2F2) samo na vrlo niskim temperaturima i pod električnim pražnjenjem. Najplemenitiji metal zlato, hlor, brom i jod kao i plemeniti gasovi ne reaguju direktno sa kiseonikom. Drugi plemeniti metali poput platine i srebra vrlo slabo reaguju sa kiseonikom.[18]

Elementarni, gasoviti kiseonik je dosta inertan, mnoge se reakcije sa njim pri normalnim uslovima gotovo se ne odvijaju ili se odvijaju vrlo sporo. Kiseonik je metastabilan, te su njegove reakcije kinetički onemogućene drugim supstancama. Da bi se pokrenule reakcije sa takvim kiseonikom potrebno je prevazići veliku energiju aktivacije ili su neophodni neki vrlo reaktivni radikali. Ova barijera se može preći povećanjem temperature, svetlošću ili primenom katalizatora (poput platine). Osim toga reakcija je onemogućena kod mnogih metala, jer je materijal prekriven tankim slojem metalnog oksida i stoga je pasiviziran. Kod nekih reakcija kao što je eksplozivna reakcija sa vodonikom, dovoljno je samo nekoliko radikala da bi došlo do reakcije, nakon čega dolazi do izražaja mehanizam lančane reakcije. Mnogo oksidativniji od gasovitog kiseonika, i pored niskih temperatura, je kiseonik u tečnom stanju. U njemu se vrlo lako gradi reaktivni singletni kiseonik. Takođe za razliku od vode i vodene pare mnoge oksidacije sa kiseonikom se odvijaju mnogo lakše.

Reakcije sa kiseonikom su gotovo uvek redoks reakcije, u kojima kiseonik po pravilu uzima dva elektrona i tako se redukuje do oksida. Zbog toga se ovaj element ubraja u oksidaciona sredstva. Često ove reakcije, zbog velike energije rešetki i veza koja se oslobađa, protiču uz snažno oslobađanje toplote. Takođe postoje i eksplozivne reakcije, kao što je reakcija praskavog gasa ili eksplozija prašine nastala zapaljenjem isitnjenih materijala u vazduhu ili čistom kiseoniku.

Izotopi[uredi]

Najčešći stabilni izotop kiseonika 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[19] koji se mogu dobiti samo veštački. Njegovo vreme poluraspada iznosi uglavnom samo nekoliko milisekundi do sekundi, od čega izotop 15O ima najduže vreme poluraspada od 2 minute[19] i često se koristi za tomografiju emisijom pozitrona.

Kao jedini stabilni izotop, retki 17O ima spin jezgra od 5/2 [20] i može se upotrebljavati za ispitivanja putem nuklearne magnetne rezonance (NMR).

Primena[uredi]

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

U medicini[uredi]

Korištenje kiseonika u medicini podleže zakonskim regulativima i strogoj kontroli. U mnogim zemljama, poput Nemačke,[21] boce kiseonika označene belom bojom, napunjene medicinskim kiseonikom važe za gotovo medicinsko sredstvo, tj. gotov lek. Kod njegove upotrebe važno je obratiti pažnju na pacijenate sa hroničnim oboljenjem pluća, koji pate od povećanog parcijalnog pritiska CO2. Kod takvih pacijenata može zbog naglog prekomjernog dotoka kiseonika doći do takozvane CO2 narkoze i do prestanka disanja.[22]

U tehnici[uredi]

Industrijski, kiseonik se najčešće koristi u metalurgiji za proizvodnju sirovog gvožđa i čelika, kao i za rafiniranje bakra. Čistiji kiseonik ili vazduh obogaćen kiseonikom služi za postizanje viših temperatura, a s druge strane za uklanjanje viška ugljenika, silicijuma, mangana i fosfora iz sirovog čelika, koji se oksiduju i bivaju uklanjeni. Čistiji kiseonik u odnosu na obični vazduh ima prednosti da se u rastopljenu sirovinu ne unosi azot. Azot ima negativan uticaj na mehaničke karakteristike čelika. U hemijskim procesima kiseonik se koristi najviše za oksidaciju različitih osnovnih materijala, kao što se olefinska oksidacija etena u etilen oksid te delimična (parcijalna) oksidacija teškog lož-ulja (teškog mazuta) i uglja. Osim toga, kiseonik je neophodan i za dobijanje vodonika i sintetskog gasa, kao i za proizvodnju sumporne i azotne kiseline. Oksidacijom sa kiseonikom dobijaju se vrlo važni proizvodi hemijske industrije poput acetilena, acetaldehida, sirćetne kiseline, vinilacetata i hlora.

Različiti gorivi gasovi (propan, vodonik, etin i drugi) tek nakon mešanja sa kiseonikom dostižu dovoljno visoku temperaturu sagorevanja dajući vreli plamen bez čađi. Kiseonik se koristi za autogeno zavarivanje i tvrdo lemljenje ili topljenje i obrađivanje stakla. Osim zagrevanja i paljenja, primenjuje se i za sečenje betona samogorivim oksigenskim kopljem (termalnim kopljem) čime se može oštrim mlazom kiseonika rezati i gvožđe.

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

Postupak sa gasom[uredi]

Upotreba kiseonika pod pritiskom i upotreba tečnog kiseonika podležu posebnim propisima i merama zaštite.

Nije dozvoljen kontakt kiseonika sa organskim materijalima. Za tečni kiseonik se preporučuju austenitni čelnici, aluminijum i legure, bakar i legure. Dozvoljena je upotreba fluornih polimera (teflon). Za gasoviti kiseonik je pod određenim uslovima dozvoljena primena ugljeničnih lako legiranih čelika i legura bakra i aluminijuma.

Ozon u prirodi i njegovo dobijanje (stvaranje)[uredi]

Glavni članak: Ozon

Ozon je plavkasti gas karakterističnog prodornog mirisa, koji je jako oksidaciono sredstvo, zbog čega se pare alkohola zapale. Dobio je ime po grč. reči ozein, što znači; onaj koji miriše. Kiseonik se u prirodi, osim u obliku dvoatomnog molekula, javlja i kao troatomni molekul O3. Kiseonik (O2) i ozon (O3) su alotropske modifikacije kiseonika. Altropskaa modifikacija je pojava da se jedan element javlja u više oblika zbog načina na koji se vezuje. Kiseonik ima kovalentnu dvostruku nepolarnu vezu, a ozon trostruku kovalentnu vezu.

Ozon je alotropska modifikacija kiseonika čiji se molekuli sastoje od tri atoma kiseonika. Obe veze između atoma kiseonika su jednako dugačke, što upućuje na to da u molekulu ozona ne postoji dvostruka veza, nego da jedan elektronski par istodobno okružuje jezgra sve tri atoma. Prema tome, u molekulu ozona postoje delokalizovani elektroni. Rezonantne strukture označavaju samo jednu vrstu molekula s delokalizovanim elektronima, a ne smešu strukturno različitih molekula koji brzo prelaze jedan u drugi.

Kada leti, nakon olujnog pljuska s grmljavinom, osvane vedar i sunčan dan, oseti se miris „svežeg vazduha“. To je miris ozona u vrlo malim koncentracijama. Miris ozona se oseti u vazduhu već pri zapreminskom odnosu od 1 ppm.

Ozon u prirodi nastaje u nižim slojevima atmosfere (troposferi) i u višim slojevima atmosfere (stratosferi; gde je najzastupljeniji na visini 20 - 25 km od tla). U stratosferi nastaje iz elementarnog kiseonika. On apsorbuje ultraljubičasto zračenje koje dolazi sa Sunca i čije je delovanje štetno za žive organizme. Bez stratosferskog ozona, život na Zemlji ne bi bio moguć. Količina ozona u troposferi u prvih 5km inad tla stalno raste, što je posljedica povećanja prometa i industrije.

Razna tehnološka dostignuća (npr. mlazni avioni), kao i uporaba novih organskih materija, uzrokovali su sveukupno smanjenje koncentracije ozona. Posledica toga je razređivanje ozonskog sloja, odnosno, kako je to slikovito nazvano, stvaranje „ozonskih rupa“. Prve rupe su otkrivene iznad Antarktika 1985 godine.

Ozon se u opštem slučaju dobija međusobnom rekacijom atomskog i molekulskog kiseonika. Za dobivanje atomskog kiseonika potrebno je dovesti energiju najčešće u obliku UV-zračenja ili visokog izmeničnog napona. U laboratoriji se dobija u ozonizatorima električnim pražnjenjem u atmosferi kiseonika. Smeša u cevi ozonizatora se hladi, jer se dobijeni ozon brzo raspada. U smeši dobijenoj u ozonizatoru je zapreminski udeo ozona 15%. Čist ozon se može dobiti otečnjavanjem dobijene smeše tečnim vazduhom i frakcionom destilacijom.

Osim u ozonizatoru (koji se najčešće koristi za pročiščavanje reka), ozon se u laboratoriji može dobiti reakcijom kalijum permanganata i koncentrisane sumporne kiseline.

Međunarodni dan ozona se obeležava 16. marta.

Upotreba ozona[uredi]

Ozon je štetan za zdravlje jer nadražuje disajne organe, veće koncentracije izazivaju krvarenje iz nosa i glavobolju, a mogu izazivati i smrt. Posle fluora je najjače oksidaciono sredstvo, pa se na tom svojstvu zasniva njegova upotreba. Služi za sterilizaciju vode, operacijskih, bioskopskih i sportskih dvorana (za ubijanje mikroorganizama), zatim se koristi u farmaceutskoj, kozmetičkoj, štamparskoj industriji, te u industriji papira, tekstila i veštačkih materijala.

Freon[uredi]

Glavni članak: Freon

Freoni su fluorisani i hlorisani derivati jednostavnih ugljovodonika, koji oštećuju ozon. Kao sintetska jedinjenja proizvode se još 1928. godine. Lako se formiraju i nisu direktno štetna na ljudsko zdravlje, nisu korozivna, i vrlo su postojana. Imaju široku primenu, npr. u rashladnim uređajima, hladnjacima, te kao potisni gasovi u sprejevima.

Pošto su nereaktivni i isparljivi, godinama difundiraju u sve više slojeve atmosfere do stratosfere. Iz molekula freona, delovanjem sunčeve svetlosti, oslobađaju se atomi hlora. Atom hlora reaguje s molekulom ozona, pri čemu nastaju kiseonik i reaktivni hlor(II) oksid, nazvan i „dimeći pištolj“. Njegovom reakcijom s atomom kiseonika, atom hlora se ponovo oslobađa i niz reakcija se ponavlja. Tako samo jedan atom hlora može razoriti nekoliko hiljada molekula ozona.

U navedenim reakcijama bi se atom hlora mogao smatrati katalizatorom koji višestruko ubrzava raspad ozona. Čak i kada bi se potpuno obustavila upotreba freona, bilo bi potrebno stotinak godina da nestanu iz atmosfere.

Godine 1987. donesen je Montrealski protokol - sporazum kojim se zemlje potpisnice obavezuju na smanjenje upotrebe freona za 50%.

Voda[uredi]

Glavni članak: Voda

Najrasprostranjenije jedinjenje kiseonika na zemlji je voda. Voda je prisutna u svakom organizmu i nužna je za život svih živih bića. Voda je reaktant, ali i produkt u mnogim reakcijama. Reaguje s nekim metalima i nemetalima, kao i sa njihovim oksidima. Iako je voda dobar rastvarač za mnoge soli, samo s nekima i reaguje.

Voda ima osobinu da lako rastvara mnoge materije, pa tako, u svom kružnom toku u prirodi, voda rastvori deo materija sa kojima dođe u kontakt bez obzira na to da li su te materije čvrste, tečne ili gasovite. Voda koja ima male količine rastvorenih materija naziva se mekom vodom, a voda koja sadrži veće količine rastvorenih minerala naziva se tvrdom vodom.

Dan voda se obiležava 22. marta.

Laboratorijsko dobijanje i hemijska svojstva kiseonika[uredi]

Kiseonik se u laboratoriji može dobiti iz jedinjenja bogatih kiseonikom koja ga relativno lako otpuštaju.

Zagrejavanjem kalijum permanganata nastaje kiseonik (koji se dokazuje tinjajućom plamenom). Kalijum permanganat se razlaže na kiseonik, mangan(IV) oksid i kalijum manganat (K2MnO4).

2 KMnO4(s) --> K2MnO4(s) + MnO2(s) + O2(g)

Osim iz kalijum permanganata kiseonik se može dobiti termičkihm raspadom i nekih drugih jedinjenja, na primer kalijum hlorata (KClO3), kalijum nitrata (KNO3), živa(II) oksida (HgO).

a) Zagrevanjem kalijum hlorata razvija se kiseonik, čije se nastajanje ubrzava dodatkom katalizatora mangan(IV) oksida.

2KClO3(s) --->(MnO2)---> 2 KCl(s) + 2 O2(g)

b) Sumpor gori na vazduhu plavičastim plamenom, a u čistom kiseoniku intezivnim plavim plamenom.

S(s) + O2(g) ---> SO2(g)

Nastali sumpor(IV) oksid ima kisela svojstva, što dokazuje promena boje indikatora.

c) Gvozdena vuna vrlo intezivno izgara u kiseoniku stvarajući mnoštvo iskrica.

3 Fe(s) + 2 O2(g) --> Fe3O4(s)

Produkt gorenja je složeni oksid gvožđa FeO x Fe2O3.

U čistom kiseoniku procesi oksidacije i izgaranja napreduju brže i burnije nego s kiseonikom iz vazduha. Na sličan način se može objasniti i zašto ljudi ne mogu živeti u čistom kiseoniku. Udisanjem vazduha u kojem je O2 = 21%, reakcije oksidacije u organizmu se odvajaju sporije, što odgovara našem metabolizmu.

Osim gorenja i disanja, značajna reakcija s kiseonikom je korozija, posobito metala. Kiseonik zbog velike reaktivnosti, osim s već pomenutim elementima, reaguje i s većinom nemetala i metala. S nemetalima većinom stvara kisele okside, a s metalima bazne okside, perokside ili superokside. Zbog jako pozitivnog redukcijskog elektrodnog potencijala, kiseonik je najvažnije oksidaciono sredtvo, pa se upravo na tom svojstvu temelji njegova upotreba.

Industrijsko dobijanje[uredi]

Laboratorijski načini dobijanja kiseonika su preskupi za industrijske potrebe, pa se u tu svrhu kiseonik dobija iz dve vrlo pristupačne i jeftine sirovine - vazduha i vode.

Iz vazduha se dobija kontinuiranom frakcionom destilacijom tečnog vazduha, budući da su tačke ključanja azota (N2 = -196 °C) i kiseonika različite. Najprije se iz vazduha uklone (vazduh se očisti) prašina, ugljenik(IV) oksid, vlaga i druge primese, pa se zatim utečni najčešće u Lindeovim postupkom kojim se mogu postići temperature niže od -200°C.

U Lindeovom uređaju se vazduh najpre komprimira. Pri tome se zagreva pa se hladi vodom. Prolaženjem kroz prigušeni ventil naglo se širi i još jače ohladi. Tako ohlađeni ekspandirani zrak vraća se u kompresor i usput u izmenjivaču toplote hladi se vazduh koji će se tek ekspandirati. Pre ponovnog ulaska u kompresor dovodi se potrebna količina novog vazduha. Proces se ponavlja dok se vazduh ne ohladi dovoljno da se otečni (-200 °C).

Dobijeni tečni vazduh se dovodi u kolonu za frakcionu destilaciju, koja se greje odozdo, pa tečni vazduh počinje da isparava. Kako je azot isparljiviji sastojak, pare tečnog vazduha koje se kreću prema vrhu kolone obogaćuju se azotom, dok se tečni kiseonik kao teže isparljiv sastojak spušta niz kolonu u pri dnu odvodi iz kolone. Ovim se postupkom ne dobiju odmah čisti kiseonik i azot, jer dobijene frakcije uvek sadrže plemenite gasove. Za dobijanje vrlo čistog kiseonika, kao i za dobijanje plemenitih plinova, svaku frakciju je potrebno ponovo nekoliko puta frakciono destilisati.

Nešto skuplji (i zato ređi) način dobijanja kiseonika je elektroliza vode. Pritom se na anodi dobija potpuno čist kiseonik. Primenjuje se kad je uz kiseonik potreban i vodonik ili tamo gde ima dovoljno jeftine električne energije.

Distribucija[uredi]

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 kiseonika.

E948[uredi]

E948 je kod za aditiv kiseonik u hrani.

  • Funkcija i karakteristike: koristi se u modifikovanoj atmosferi kod pakovanja kao sredstvo zaštite.
  • Proizvodi: u gasu pakovano povrće[23]

Kružni tok kiseonika[uredi]

Život na Zemlji rezultat je evolucije bazirane na Sunčevoj energiji, prisutnosti elementarnog kiseonika i njegovih jedinjenja ugljenik(IV) oksida i vode. Verojatno je sav elementarni kiseonik prisutan u atmosferi nastao fotosintezom. Iako se stalno troši za životne procese organizama koji dišu, za gorenje i idustrijske procese, njegov je zapreminski udeo u vazduhu stalan. Dakle, uspostavljena je prirodna dinamička ravnoteža - njegov kružni tok.

Kružni tok kiseonika je složen, jer se kiseonik u prirodi osim elemenatarnog oblika, javlja i u vidu veoma velikog broja hemijskih jedinjenja. Pojednostavljeno se možemo opisati kao proces u kojem sudeluju biljke, životinje i čovek sa svojim aktivnostima, te Sunčeva energija. Vazdušni omotač Zemlje s zapreminskim udelom kiseonika od 21% sadrži oko 1 200 000 milijardi tona slobodnog kiseonika (1,2 x 1014 t).

Vidi još[uredi]

Izvori[uredi]

  1. 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
  2. GESTIS baza podataka
  3. 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
  4. Römpp Lexikon Chemie. Georg Thieme Verlag, 1989., 9. izd., ISBN 3-13-734609-6.
  5. Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  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. 11,0 11,1 11,2 11,3 11,4 11,5 11,6 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. Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  19. 19,0 19,1 The Nubase evaluation of nuclear and decay properties (PDF) (енглески)
  20. NMR-osobine кисеоникa na www.webelements.com
  21. Arzneimittelgesetz – AMG, § 50. (PDF), 10. juni 2007.
  22. A. New: „Oxygen: kill or cure? Prehospital hyperoxia in the COPD patient“. u: Emerg Med J, 2006, 23, str. 144–146
  23. E948: Oxygen

Литература[uredi]

  • Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). „Oxygen”. Ур.: Clifford A. Hampel. The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. стр. 499—512. LCCN 68-29938. 
  • Emsley, John (2001). „Oxygen”. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, England, UK: Oxford University Press. стр. 297—304. ISBN 0-19-850340-7. 
  • Raven, Peter H.; Evert, Ray F.; Eichhorn, Susan E. (2005). Biology of Plants (7th изд.). New York: W.H. Freeman and Company Publishers. стр. 115—27. ISBN 0-7167-1007-2. 
  • Walker, J. (1980). „The oxygen cycle”. Ур.: Hutzinger O. Handbook of Environmental Chemistry. Volume 1. Part A: The natural environment and the biogeochemical cycles. Berlin; Heidelberg; New York: Springer-Verlag. стр. 258. ISBN 0-387-09688-4. 
  • Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle, de Gruyter, Berlin 1998, ISBN 3-11-012322-3.
  • N.N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, VCH Verlagsgesellschaft, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 775–839.
  • Hans Breuer: dtv-Atlas Chemie, Band 1, 9. Auflage, dtv-Verlag, 2000, ISBN 3-423-03217-0.
  • Nick Lane: Oxygen – the molecule that made the world, Oxford Univ. Press, Oxford 2003, ISBN 0-19-860783-0.
  • Glenn J. MacPherson: Oxygen in the solar system, Mineralogical Society of America, Chantilly 2008, ISBN 978-0-939950-80-5.

Spoljašnje veze[uredi]