Кисень як хімічний елемент входить. Кисень: хімічні властивості елемента

ВИЗНАЧЕННЯ

Кисень- восьмий елемент Періодичної таблиці. Належить до неметалів. Розташований у другому періоді VI групи A підгрупи.

Порядковий номер дорівнює 8. Заряд ядра дорівнює +8. Атомна вага – 15,999а.е.м. У природі зустрічаються три ізотопи кисню: 16 O, 17 O та 18 O, з яких найбільш поширеним є 16 O (99,762 %).

Електронна будова атома кисню

Атом кисню має дві оболонки, як і всі елементи, розташовані у другому періоді. Номер групи -VI (Халькоген) - свідчить про те, що на зовнішньому електронному рівні атома азоту знаходиться 6 валентних електронів. Має високу окисну здатність (вище тільки у фтору).

Рис. 1. Схематичне зображення будови атома кисню.

Електронна конфігурація основного стану записується так:

1s 2 2s 2 2p 4 .

Кисень - елемент p-родини. Енергетична діаграма для валентних електронів у незбудженому стані виглядає так:

У кисню є 2 пари спарених електронів і два неспарені електрони. У всіх своїх сполуках кисень виявляє валентність ІІ.

Рис. 2. Просторове зображення будови атома кисню.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

План:

Історія відкриття

Походження назви

Знаходження у природі

Отримання

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування

10. Ізотопи

Кисень

Кисень- елемент 16-ї групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою VI групи), другого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 8. Позначається символом O(лат. Oxygenium). Кисень – хімічно активний неметал, є найлегшим елементом із групи халькогенів. Проста речовина кисень(CAS-номер: 7782-44-7) за нормальних умов - газ без кольору, смаку та запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню (формула O 2), у зв'язку з чим його також називають дикисень. Рідкий кисень має світло- блакитний колір, а твердий є кристалами світло-синього кольору.

Існують інші алотропні форми кисню, наприклад, озон (CAS-номер: 10028-15-6) - за нормальних умов газ блакитного кольору зі специфічним запахом, молекула якого складається з трьох атомів кисню (формула O 3).

Історія відкриття

Офіційно вважається, що кисень був відкритий англійським хіміком Джозефом Прістлі 1 серпня 1774 шляхом розкладання оксиду ртуті в герметично закритій посудині (Прістлі направляв на це з'єднання сонячні промені за допомогою потужної лінзи).

Однак Прістлі спочатку не зрозумів, що відкрив нову просту речовину, він вважав, що виділив одну із складових частин повітря (і назвав цей газ «дефлогістованим повітрям»). Про своє відкриття Прістлі повідомив видатному французькому хіміку Антуану Лавуазьє. У 1775 році А. Лавуазьє встановив, що кисень є складовою повітря, кислот і міститься в багатьох речовинах.

Декількома роками раніше (1771 року) кисень отримав шведський хімік Карл Шееле. Він прожарював селітру з сірчаною кислотою і потім розкладав оксид азоту, що вийшов. Шееле назвав цей газ «вогненним повітрям» і описав своє відкриття у виданій у 1777 році книзі (саме тому, що книга опублікована пізніше, ніж повідомив про своє відкриття Прістлі, останній і вважається першовідкривачем кисню). Шееле також повідомив про свій досвід Лавуазьє.

Важливим етапом, який сприяв відкриттю кисню, були роботи французького хіміка П'єра Байєна, який опублікував роботи з окислення ртуті та подальшого розкладання її оксиду.

Нарешті остаточно розібрався в природі отриманого газу А. Лавуазьє, який скористався інформацією від Прістлі та Шееле. Його робота мала величезне значення, тому що завдяки їй була повалена панувала на той час і гальмувала розвиток хімії флогістонна теорія. Лавуазьє провів досвід зі спалювання різних речовин і спростував теорію флогістону, опублікувавши результати ваги спалених елементів. Вага золи перевищувала початкову вагу елемента, що дало Лавуазьє право стверджувати, що при горінні відбувається хімічна реакція (окислення) речовини, у зв'язку з цим маса вихідної речовини збільшується, що спростовує теорію флогістону.

Таким чином, заслугу відкриття кисню фактично ділять між собою Прістлі, Шееле та Лавуазьє.

Походження назви

Слово кисень (йменувався на початку XIX століття ще «киснем») своєю появою в російській мові до певної міри зобов'язане М. В. Ломоносову, який увів у вживання, поряд з іншими неологізмами, слово «кислота»; в такий спосіб слово «кисень», своєю чергою, стало калькою терміна «оксиген» (фр. oxygène), запропонованого А. Лавуазьє (від др.-греч. ὀξύς - «кислий» і γεννάω - «народжую»), який перекладається як «що породжує кислоту», що пов'язано з первісним значенням його - «кислота», що раніше мали на увазі речовини, які називаються за сучасною міжнародною номенклатурою оксидами.

Знаходження у природі

Кисень - найпоширеніший Землі елемент, з його частку (у складі різних сполук, переважно силікатів) припадає близько 47,4 % маси твердої земної кори. Морські та прісні води містять величезну кількість зв'язаного кисню - 88,8% (за масою), в атмосфері вміст вільного кисню становить 20,95% за обсягом та 23,12% за масою. Понад 1500 сполук земної кори у складі містять кисень.

Кисень входить до складу багатьох органічних речовин і є присутнім у всіх живих клітинах. За кількістю атомів у живих клітинах він становить близько 25 %, за масовою часткою – близько 65 %.

Отримання

Нині у промисловості кисень одержують із повітря. Основним промисловим способом отримання кисню є кріогенна ректифікація. Також добре відомі та успішно застосовуються в промисловості кисневі установки, що працюють на основі мембранної технології.

У лабораторіях користуються киснем промислового виробництва, що постачається у сталевих балонах під тиском близько 15 МПа.

Невеликі кількості кисню можна отримати нагріванням перманганату калію KMnO 4:

Використовують також реакцію каталітичного розкладання пероксиду водню Н 2 Про 2 у присутності оксиду марганцю(IV):

Кисень можна отримати каталітичним розкладанням хлорату калію (бертолетової солі) KClO 3:

До лабораторних способів одержання кисню відноситься метод електролізу водних розчинів лугів, а також розкладання оксиду ртуті(II) (при t = 100 °C):

На підводних човнах зазвичай виходить реакцією пероксиду натрію і вуглекислого газу, що видихається людиною:

Фізичні властивості

У світовому океані вміст розчиненого O 2 більший у холодній воді, а менше - у теплій.

За нормальних умов кисень - це газ без кольору, смаку та запаху.

1 л його має масу 1,429 р. Трохи важче за повітря. Слабо розчиняється у воді (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) та спирті (2,78 мл/100 г при 25 °C). Добре розчиняється у розплавленому сріблі (22 об'єми O 2 в 1 об'ємі Ag при 961 °C). Міжтимна відстань - 0,12074 нм. Є парамагнетиком.

При нагріванні газоподібного кисню відбувається його оборотна дисоціація на атоми: при 2000 °C – 0,03 %, при 2600 °C – 1 %, 4000 °C – 59 %, 6000 °C – 99,5 %.

Рідкий кисень (температура кипіння -182,98 ° C) - це блідо-блакитна рідина.

Фазова діаграма O 2

Твердий кисень (температура плавлення -218,35 ° C) - сині кристали. Відомі 6 кристалічних фаз, з яких три існують при тиску в 1 атм.

α-О 2 - існує при температурі нижче 23,65 К; яскраво-сині кристали відносяться до моноклінної сингонії, параметри осередку a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°.

β-О 2 - існує в інтервалі температур від 23,65 до 43,65 К; блідо-сині кристали (у разі підвищення тиску колір перетворюється на рожевий) мають ромбоэдрическую решітку, параметри осередку a=4,21 Å,α=46,25°.

γ-О 2 - існує при температурах від 43,65 до 54,21 К; блідо-сині кристали мають кубічну симетрію, період ґрат a=6,83 Å.

Ще три фази утворюються при високих тисках:

δ-О 2 інтервал температур 20-240 До і тиск 6-8 ГПа, оранжеві кристали;

ε-О 4 тиск від 10 до 96 ГПа, колір кристалів від темно-червоного до чорного, моноклінна сингонія;

ζ-О n тиск більше 96 ГПа, металевий стан з характерним металевим блиском, при низьких температурах переходить у надпровідний стан.

Хімічні властивості

Сильний окислювач взаємодіє практично з усіма елементами, утворюючи оксиди. Ступінь окиснення −2. Як правило, реакція окислення протікає з виділенням тепла та прискорюється при підвищенні температури (див. "Горіння"). Приклад реакцій, що протікають при кімнатній температурі:

Окислює сполуки, які містять елементи з не максимальним ступенем окиснення:

Окислює більшість органічних сполук:

За певних умов можна провести м'яке окиснення органічної сполуки:

Кисень реагує безпосередньо (за нормальних умов, при нагріванні та/або у присутності каталізаторів) з усіма простими речовинами, крім Au та інертних газів (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакції з галогенами відбуваються під впливом електричного розряду чи ультрафіолету. Непрямим шляхом отримано оксиди золота та важких інертних газів (Xe, Rn). У всіх двоелементних сполуках кисню з іншими елементами кисень відіграє роль окислювача, крім сполук з фтором

Кисень утворює пероксиди зі ступенем окислення атома кисню, що формально дорівнює −1.

Наприклад, пероксиди виходять при згорянні лужних металів у кисні:

Деякі оксиди поглинають кисень:

За теорією горіння, розробленою А. Н. Бахом і К. О. Енглером, окислення відбувається у дві стадії з утворенням проміжної пероксидної сполуки. Це проміжне з'єднання можна виділити, наприклад, при охолодженні полум'я льодом, що горить водню, поряд з водою, утворюється пероксид водню:

У надпероксидах кисень формально має ступінь окислення −½, тобто один електрон на два атоми кисню (іон O − 2). Отримують взаємодією пероксидів з киснем при підвищеному тиску і температурі:

Калій K, рубідій Rb та цезій Cs реагують з киснем з утворенням надпероксидів:

В іоні діоксигенілу O 2 + кисень має формально ступінь окислення + ½. Отримують за реакцією:

Фториди кисню

Дифторид кисню, OF 2 ступінь окислення кисню +2, одержують пропусканням фтору через розчин лугу:

Монофторид кисню (Діоксидифторид), O 2 F 2 нестабільний, ступінь окислення кисню +1. Одержують із суміші фтору з киснем у розряді, що тліє, при температурі −196 °C:

Пропускаючи тліючий розряд через суміш фтору з киснем при певних тиску і температурі, отримують суміші вищих фторидів кисню O 3 F 2 О 4 F 2 О 5 F 2 і О 6 F 2 .

Квантовомеханічні розрахунки передбачають стійке існування іона трифторгідроксонію OF 3+. Якщо цей іон дійсно існує, то ступінь окислення кисню в ньому дорівнюватиме +4.

Кисень підтримує процеси дихання, горіння, гниття.

У вільному вигляді елемент існує у двох алотропних модифікаціях: O 2 та O 3 (озон). Як встановили в 1899 П'єр Кюрі і Марія Склодовська-Кюрі, під впливом іонізуючого випромінювання O 2 переходить в O 3 .

Застосування

Широке промислове застосування кисню почалося в середині XX століття, після винаходу турбодетандерів - пристроїв для зрідження та поділу рідкого повітря.

Уметалургії

Конвертерний спосіб виробництва сталі або переробки штейнів пов'язаний із застосуванням кисню. У багатьох металургійних агрегатах для ефективнішого спалювання палива замість повітря в пальниках використовують киснево-повітряну суміш.

Зварювання та різання металів

Кисень у балонах блакитного кольору широко використовується для газополум'яного різання та зварювання металів.

Ракетне паливо

Як окислювач для ракетного палива застосовується рідкий кисень, пероксид водню, азотна кислота та інші багаті киснем сполуки. Суміш рідкого кисню та рідкого озону - один із найпотужніших окислювачів ракетного палива (питомий імпульс суміші водень - озон перевищує питомий імпульс для пари водень-фтор та водень-фторид кисню).

Умедицині

Медичний кисень зберігається в металевих газових балонах високого тиску (для стиснутих або зріджених газів) блакитного кольору різної ємності від 1,2 до 10,0 літрів під тиском до 15 МПа (150 атм) і використовується для збагачення дихальних газових сумішей у наркозному апараті порушення дихання, для усунення нападу бронхіальної астми, усунення гіпоксії будь-якого генезу, при декомпресійній хворобі, для лікування патології шлунково-кишкового тракту у вигляді кисневих коктейлів. Для індивідуального застосування медичним киснем із балонів заповнюють спеціальні прогумовані ємності – кисневі подушки. Для подачі кисню або киснево-повітряної суміші одночасно одному або двом постраждалим у польових умовах або в умовах стаціонару застосовуються кисневі інгалятори різних моделей та модифікацій. Перевагою кисневого інгалятора є наявність конденсатора-зволожувача газової суміші, що використовує вологу повітря, що видихається. Для розрахунку кількості кисню в літрах, що залишився в балоні, зазвичай величину тиску в балоні в атмосферах (за манометром редуктора) множать на величину ємності балона в літрах. Наприклад, у балоні місткістю 2 літри манометр показує тиск кисню 100 атм. Об'єм кисню в цьому випадку дорівнює 100×2 = 200 літрів.

Ухарчової промисловості

У харчовій промисловості кисень зареєстрований як харчова добавка E948, як пропелент і пакувальний газ.

Ухімічної промисловості

У хімічній промисловості кисень використовують як реактив-окислювач у численних синтезах, наприклад, - окислення вуглеводнів у кисневмісних сполук (спирти, альдегіди, кислоти), аміаку в оксиди азоту у виробництві азотної кислоти. Внаслідок високих температур, що розвиваються під час окислення, останні часто проводять у режимі горіння.

Усільському господарстві

У тепличному господарстві, для виготовлення кисневих коктейлів, для збільшення у вазі у тварин, для збагачення киснем водного середовища в рибництві.

Біологічна роль кисню

Аварійний запас кисню у бомбосховищі

Більшість живих істот (аероби) дихають киснем повітря. Широко використовується кисень у медицині. При серцево-судинних захворюваннях для поліпшення обмінних процесів у шлунок вводять кисневу піну («кисневий коктейль»). Підшкірне введення кисню використовують при трофічних виразках, слоновості, гангрені та інших серйозних захворюваннях. Для знезараження та дезодорації повітря та очищення питної води застосовують штучне збагачення озоном. Радіоактивний ізотоп кисню 15 O застосовується для досліджень швидкості кровотоку, легеневої вентиляції.

Токсичні похідні кисню

Деякі похідні кисню (т.з. реактивні форми кисню), такі як синглетний кисень, пероксид водню, супероксид, озон та гідроксильний радикал, є високотоксичними продуктами. Вони утворюються у процесі активування чи часткового відновлення кисню. Супероксид (супероксидний радикал), пероксид водню та гідроксильний радикал можуть утворюватися в клітинах та тканинах організму людини та тварин та викликають оксидативний стрес.

Ізотопи

Кисень має три стійкі ізотопи: 16 Про, 17 Про і 18 Про, середній вміст яких становить відповідно 99,759%, 0,037% і 0,204% від загальної кількості атомів кисню на Землі. Різке переважання в суміші ізотопів найлегшого з них 16 Про пов'язано з тим, що ядро атома 16 Про складається з 8 протонів і 8 нейтронів (двічі магічне ядро із заповненими нейтронною та протонною оболонками). А такі ядра, як випливає з теорії будови атомного ядра, мають особливу стійкість.

Також відомі радіоактивні ізотопи кисню з масовими числами від 12 О до 24 О. Всі радіоактивні ізотопи кисню мають малий період напіврозпаду, найбільш довгоживучий з них 15 O з періодом напіврозпаду ~120 с. Найбільш короткоживучий ізотоп 12 O має період напіврозпаду 5,8 · 10 -22 с.

Чотири елементи-«халькогени» (тобто «які породжують мідь») очолюють головну підгрупу VI групи (за новою класифікацією - 16-ю групу) періодичної системи. Крім сірки, телуру та селену до них також відноситься кисень. Давайте докладно розберемо властивості цього найпоширенішого на Землі елемента, а також застосування та отримання кисню.

Поширеність елемента

У зв'язаному вигляді кисень входить до хімічного складу води - його відсоткове співвідношення становить близько 89%, а також до складу клітин всіх живих істот - рослин та тварин.

У повітрі кисень знаходиться у вільному стані у вигляді О2, займаючи п'яту частину його складу, та у вигляді озону - О3.

Фізичні властивості

Кисень О2 є газом, який не має кольору, смаку і запаху. У воді розчиняється слабо. Температура кипіння - 183 градуси нижче за нуль за Цельсієм. У рідкому вигляді кисень має блакитний колір, а у твердому вигляді утворює сині кристали. Температура плавлення кисневих кристалів становить 218,7 градуса нижче за нуль за Цельсієм.

Хімічні властивості

При нагріванні цей елемент реагує з багатьма простими речовинами як металами, так і неметалами, утворюючи при цьому так звані оксиди - з'єднання елементів з киснем. яку елементи вступають з киснем, називається окисленням.

Наприклад,

4Na + О2 = 2Na2O

2. Через розкладання перекису водню при нагріванні її у присутності оксиду марганцю, що у ролі каталізатора.

3. Через розкладання перманганату калію.

Отримання кисню у промисловості проводиться такими способами:

1. Для технічних цілей кисень одержують із повітря, у якому звичайне його зміст становить близько 20%, тобто. п'яту частину. Для цього повітря спочатку спалюють, отримуючи суміш із вмістом рідкого кисню близько 54%, рідкого азоту – 44% та рідкого аргону – 2%. Потім ці гази поділяють за допомогою процесу перегонки, використовуючи порівняно невеликий інтервал між температурами кипіння рідкого кисню та рідкого азоту - мінус 183 та мінус 198,5 градуса відповідно. Виходить, що азот випаровується раніше, ніж кисень.

Сучасна апаратура забезпечує отримання кисню будь-якого ступеня чистоти. Азот, який виходить при поділі рідкого повітря, використовується як сировина при синтезі його похідних.

2. також дає кисень дуже чистого ступеня. Цей спосіб набув поширення в країнах з багатими ресурсами та дешевою електроенергією.

Застосування кисню

Кисень є основним за значенням елементом у життєдіяльності всієї нашої планети. Цей газ, який міститься в атмосфері, витрачається у процесі тваринами та людьми.

Отримання кисню дуже важливе для таких сфер діяльності людини, як медицина, зварювання та різання металів, вибухові роботи, авіація (для дихання людей і для роботи двигунів), металургія.

У процесі господарську діяльність людини кисень витрачається у великих кількостях - наприклад, при спалюванні різних видів палива: газу, метану, вугілля, деревини. При цьому природа передбачила процес природного зв'язування даної сполуки за допомогою фотосинтезу, який проходить у зелених рослинах під дією сонячного світла. Внаслідок цього процесу утворюється глюкоза, яку рослина потім витрачає для будівництва своїх тканин.

Вступ

Щодня ми вдихаємо таке необхідне нам повітря. А ви ніколи не думали про те, з чого, точніше з яких речовин, складається повітря? Найбільше в ньому азоту (78%), далі йде кисень (21%) та інертні гази (1%). Хоча кисень і не становить найголовнішої частини повітря, але без нього атмосфера була б непридатною для життя. Завдяки йому на Землі існує життя, адже азот і разом і окремо згубні для людини. Давайте розглянемо властивості кисню.

Фізичні властивості кисню

У повітрі кисень просто так не розрізниш, тому що у звичайних умовах він є газом без смаку, кольору та запаху. Але кисень можна штучним шляхом перевести в інші агрегатні стани. Так, при -183 про З він стає рідким, а при -219 про З твердне. Але твердий і рідкий кисень може отримати лише людина, а в природі вона існує лише у газоподібному стані. виглядає так (фото). А тверда схожа на лід.

Фізичні властивості кисню – це ще й будова молекули простої речовини. Атоми кисню утворюють дві такі речовини: кисень (Про 2) та озон (Про 3). Нижче показано модель молекули кисню.

Кисень. Хімічні властивості

Перше, з чого починається хімічна характеристика елемента – його становище у періодичній системі Д. І. Менделєєва. Отже, кисень знаходиться у 2 періоді 6 групі головній підгрупі під номером 8. Його атомна маса - 16 а.е.м, він є неметал.

У неорганічній хімії його бінарні сполуки з іншими елементами об'єднали в окремий оксиди. Кисень може утворювати хімічні сполуки як із металами, і з неметалами.

Поговоримо про його отримання у лабораторіях.

Хімічним шляхом кисень можна одержати за допомогою розкладання перманганату калію, пероксиду водню, бертолетової солі, нітратів активних металів та оксидів важких металів. Розглянемо рівняння реакцій при застосуванні кожного із цих способів.

1. Електроліз води:

Н 2 О 2 = Н 2 О + О 2

5. Розкладання оксидів важких металів (наприклад, оксиду ртуті):

2HgO = 2Hg + O 2

6. Розкладання нітратів активних металів (наприклад, нітрату натрію):

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Застосування кисню

Із хімічними властивостями ми закінчили. Тепер настав час поговорити про застосування кисню в житті людини. Він потрібний для спалювання палива в електричних та теплових станціях. Його використовують для отримання сталі з чавуну та металобрухту, для зварювання та різання металу. Кисень потрібен для масок пожежних, для балонів водолазів, застосовується у чорній та кольоровій металургі та навіть у виготовленні вибухових речовин. Також у харчовій промисловості кисень відомий як харчова добавка Е948. Здається, немає галузі, де б він не використовувався, але найважливішу роль він відіграє в медицині. Там він так і називається – "кисень медичний". Для того, щоб кисень був придатний для використання, його попередньо стискають. Фізичні властивості кисню сприяють з того що його можна стиснути. У подібному вигляді він зберігається всередині балонів, подібних до таких.

Його використовують у реанімації та на операціях в апаратурі для підтримки життєвих процесів в організмі хворого пацієнта, а також при лікуванні деяких хвороб: декомпресійної, патології шлунково-кишкового тракту. З його допомогою лікарі щодня рятують багато життів. Хімічні та фізичні властивості кисню сприяють тому, що його використовують так широко.

Кисень утворюєпероксиди зі ступенем окиснення −1.
— Наприклад, пероксиди виходять при згорянні лужних металів у кисні:
2Na + O 2 → Na 2 O 2

— Деякі оксиди поглинають кисень:
2BaO + O 2 → 2BaO 2

— За принципами горіння, розробленими А. Н. Бахом та К. О. Енглером, окислення відбувається у дві стадії з утворенням проміжної пероксидної сполуки. Це проміжне з'єднання можна виділити, наприклад, при охолодженні полум'я водню, що горить, льодом, поряд з водою, утворюється перекис водню:
H 2 + O 2 → H 2 O 2

Надпероксидимають ступінь окислення -1/2, тобто один електрон на два атоми кисню (іон O 2 -). Отримують взаємодією пероксидів з киснем при підвищених тисках та температурі:
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Озонідимістять іон O 3 - зі ступенем окиснення −1/3. Отримують дією озону на гідроксиди лужних металів:
КОН(тв.) + Про 3 → КО 3 + КОН + O 2

Іон діоксигеніл O 2 + має ступінь окиснення +1/2. Отримують за реакцією:
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Фториди кисню
Дифторид кисню OF 2 ступінь окислення +2 отримують пропусканням фтору через розчин лугу:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

Монофторид кисню (Діоксидифторид), O 2 F 2 нестабільний, ступінь окислення +1. Одержують із суміші фтору з киснем у тліючому розряді при температурі -196 °C.

Пропускаючи тліючий розряд через суміш фтору з киснем при певних тиску і температурі виходять суміші вищих фторидів кисню O 3 F 2 , 4 F 2 , 5 F 2 і 6 F 2 .
Кисень підтримує процеси дихання, горіння, гниття. У вільному вигляді елемент існує у двох алотропних модифікаціях: O 2 та O 3 (озон).

Застосування кисню

У металургії

Конвертерний спосіб виробництва сталі пов'язаний із застосуванням кисню.

Зварювання та різання металів

Кисень у балонах широко використовується для газополум'яного різання та зварювання металів.

Ракетне паливо

Як окислювач для ракетного палива застосовується рідкий кисень, пероксид водню, азотна кислота та інші багаті киснем сполуки. Суміш рідкого кисню та рідкого озону — один із найпотужніших окислювачів ракетного палива (питомий імпульс суміші водень — озон перевищує питомий імпульс для пари водень-фтор та водень-фторид кисню).

У медицині

Кисень використовується для збагачення дихальних газових сумішей при порушенні дихання, для лікування астми, у вигляді кисневих коктейлів, кисневих подушок і т.д.

У харчовій промисловості

У харчовій промисловості кисень зареєстрований як харчова добавка E948, як палива та пакувальний газ.

Біологічна роль кисню

Живі істоти дихають киснем повітря. Широко використовується кисень у медицині. При серцево-судинних захворюваннях для поліпшення обмінних процесів у шлунок вводять кисневу піну («кисневий коктейль»). Підшкірне введення кисню використовують при трофічних виразках, слоновості, гангрені та інших серйозних захворюваннях. Для знезараження та дезодорації повітря та очищення питної води застосовують штучне збагачення озоном. Радіоактивний ізотоп кисню 15 O застосовується для досліджень швидкості кровотоку, легеневої вентиляції.

Токсичні похідні кисню

Деякі похідні кисню (т. зв. реактивні форми кисню), такі як синглетний кисень, перекис водню, супероксид, озон та гідроксильний радикал, є високотоксичними продуктами. Вони утворюються у процесі активування чи часткового відновлення кисню. Супероксид (супероксидний радикал), перекис водню та гідроксильний радикал можуть утворюватися в клітинах та тканинах організму людини та тварин та викликають оксидативний стрес.

Ізотопи кисню

Кисень має три стійкі ізотопи: 16 Про, 17 Про і 18 Про, середній вміст яких становить відповідно 99,759%, 0,037% і 0,204% від загального числа атомів кисню на Землі. Різке переважання в суміші ізотопів найбільш легкого з них 16 Про пов'язано з тим, що ядро атома 16 Про складається з 8 протонів та 8 нейтронів. А такі ядра, як випливає з теорії будови атомного ядра, мають особливу стійкість.

Є радіоактивні ізотопи 11 О, 13 О, 14 О (період напіврозпаду 74 сек), 15 О (Т 1/2 = 2,1 хв), 19 О (Т 1/2 = 29,4 сек), 20 О (суперечливі дані про період напіврозпаду від 10 хв до 150 років).

додаткова інформація

З'єднання кисню
Рідкий кисень
Озон

Кисень, Oxygenium, O (8)
Відкриття кисню (Oxygen, франц. Oxygene, нім. Sauerstoff) ознаменувало початок сучасного періоду розвитку хімії. З давніх-давен було відомо, що для горіння необхідне повітря, проте багато століть процес горіння залишався незрозумілим. Лише XVII в. Майов і Бойль незалежно один від одного висловили думку, що в повітрі міститься деяка субстанція, яка підтримує горіння, але ця цілком раціональна гіпотеза не отримала тоді розвитку, оскільки уявлення про горіння, як про процес з'єднання тіла, що горить, з якоюсь складовою повітря, здавалося у той час таким, що суперечить настільки очевидному акту, як те, що при горінні має місце розкладання палаючого тіла на елементарні складові. Саме цій основі межі XVII в. виникла теорія флогістона, створена Бехером та Шталем. З настанням хіміко-аналітичного періоду розвитку хімії (друга половина XVIII ст.) та виникненням «пневматичної хімії» — однією з головних гілок хіміко-аналітичного спрямування — горіння, а також дихання знову привернули до себе увагу дослідників. Відкриття різних газів та встановлення їх важливої ролі в хімічних процесах стало одним із головних стимулів для систематичних досліджень процесів горіння речовин, вжитих Лавуазьє. Кисень був відкритий на початку 70-х XVIII ст.

Перше повідомлення про це відкриття було зроблено Прістлеєм на засіданні Англійського королівського товариства в 1775 р. Прістлей, нагріваючи червоний окис ртуті великим запальним склом, отримав газ, в якому свічка горіла яскравіше, ніж у звичайному повітрі, а тліюча лучина спалахувала. Прістлей визначив деякі властивості нового газу і назвав його дефлогістованим повітрям (daphlogisticated air). Однак двома роками раніше Прістлея (1772) Шееле теж отримував кисень розкладанням окису ртуті та іншими способами. Шееле назвав цей газ вогненним повітрям (Feuerluft). Повідомлення про своє відкриття Шееле зміг зробити лише в 1777 р.

У 1775 р. Лавуазьє виступив перед Паризькою академією наук із повідомленням, що йому вдалося отримати «найчистішу частину повітря, яке нас оточує», і описав властивості цієї частини повітря. Спочатку Лавуазьє називав це «повітря» емпірейною, життєвою (Air empireal, Air vital) підставою життєвого повітря (Base де l'air vital). Майже одночасне відкриття кисню кількома вченими в різних країнах викликало суперечки про пріоритет. По суті суперечки ці не закінчилися досі Докладне вивчення властивостей кисню та його ролі в процесах горіння та утворення оксидів призвело Лавуазьє до неправильного висновку про те, що цей газ є кислотоутворюючим початком. ввів для кисню нову назву — кислотоутворюючий принцип (principe acidifiant ou principe oxygine), що слово, що формує в цій складній назві, oxygine Лавуазьє зробив від грецьк.- кислота і «я виробляю».