Carbon(Latinski karboneum), S, hemijski element IV grupe periodni sistem Mendeljejev, atomski broj 6, atomska masa 12.011. Postoje dva poznata stabilna izotopa: 12 s (98,892%) i 13 s (1,108%). Od radioaktivni izotopi najvažnije je 14 s sa poluživotom (T = 5,6 × 10 3 godine). Male količine od 14 s (oko 2 × 10 -10% po masi) stalno se stvaraju u gornjoj atmosferi pod djelovanjem neutrona kosmičkih zraka na 14n izotopa dušika. By određene aktivnosti izotop 14 c u ostacima biogenog porijekla određuje njihovu starost. 14 c se široko koristi kao .

Historijska referenca ... U. je poznat od davnina. Ugljen se koristio za oporabu metala iz ruda, dijamant - as dragog kamena... Mnogo kasnije, grafit se počeo koristiti za proizvodnju lončića i olovaka.

Godine 1778. K. Scheele, pri zagrijavanju grafita s nitratom otkrio sam da se, kao i pri zagrijavanju ugljena s nitratom, oslobađa ugljični dioksid. Hemijski sastav dijamant je nastao kao rezultat eksperimenata A. Lavoisier(1772) o proučavanju sagorijevanja dijamanata u zraku i istraživanjima S. Tennanta(1797), koji je dokazao da jednake količine dijamanta i ugljena daju jednake količine ugljičnog dioksida tijekom oksidacije. W. je Lavoisier 1789. godine priznao kao hemijski element. Latinski naziv carboneum U. dobio je od ugljenika.

Rasprostranjenost u prirodi. Prosječan sadržaj ugljikovodika u zemljina kora 2.3? 10 -2% težinski (1 × 10 -2 u ultraosnovnom, 1 × 10 -2 u osnovnom, 2 × 10 -2 u srednjem, 3 × 10 -2 - u kisele stijene). U. se akumulira u gornjem dijelu zemljine kore (biosfera): u živoj materiji 18%U., drvo 50%, ugalj 80%, nafta 85%, antracit 96%. Značajan dio litosfere U. koncentriran je u krečnjacima i dolomitima.

Broj vlastitih minerala U. je 112; broj organskih spojeva ugljikovodika - ugljikovodika i njihovih derivata - izuzetno je velik.

Akumulacija ugljika u zemljinoj kori povezana je s nakupljanjem mnogih drugih elemenata, koji se sortiraju organskom tvari i talože u obliku nerastvorljivih karbonata itd. Co 2 i ugljena kiselina igraju važnu geohemijsku ulogu u zemljinoj kori. Odličan iznos co 2 se oslobađa tokom vulkanizma - u istoriji Zemlje bio je glavni izvor ugljen -dioksida za biosferu.

U poređenju sa prosječnim sadržajem u zemljinoj kori, čovječanstvo izvlači ugljikovodike u izuzetno velikim količinama iz utrobe (ugalj, nafta, prirodni gas), budući da su ti fosili glavni izvor energije.

Cirkulacija U. je od velikog geohemijskog značaja.

U. je također raširen u svemiru; na Suncu zauzima četvrto mjesto nakon vodika, helija i kisika.

Fizika i Hemijska svojstva. Postoje četiri poznate kristalne modifikacije uree: grafit, dijamant, karbin i lonsdaleit. Grafit je sivo-crn, neproziran, na dodir mastan, ljuskav, vrlo meke mase sa metalnim sjajem. Napravljeno od kristala šesterokutne strukture: a = 2.462 a, c = 6.701 a. Na sobnoj temperaturi i normalnom pritisku (0,1 Mn / m 2, ili 1 kgf / cm 2) grafit je termodinamički stabilan. Dijamant je vrlo tvrda, kristalna tvar. Kristali imaju kubnu rešetku usmjerenu prema licu: a = 3.560 a. Na sobnoj temperaturi i normalnom pritisku, dijamant je metastabilan (za detalje o strukturi i svojstvima dijamanta i grafita pogledajte odgovarajuće članke). Primjetna transformacija dijamanta u grafit primjećuje se na temperaturama iznad 1400 ° C u vakuumu ili u inertnoj atmosferi. Pri atmosferskom tlaku i temperaturi od oko 3700 ° C grafit se sublimira. Tekućina U. može se dobiti pri pritiscima iznad 10,5 Mn / m 2(105 kgf / cm 2) i temperaturama iznad 3700 ° C. Za čvrsti W. ( koks, čađa, drveni ugljen) karakteristično je i stanje sa poremećenom strukturom - takozvani "amorfni" U., koji ne predstavlja nezavisnu modifikaciju; njegova se struktura temelji na strukturi finokristalnog grafita. Zagrijavanje nekih vrsta "amorfnog" ugljika iznad 1500-1600 ° C bez pristupa zraku uzrokuje njihovu transformaciju u grafit. Fizička svojstva "amorfnog" ugljika jako ovise o veličini čestica i prisutnosti nečistoća. Gustoća, toplinski kapacitet, toplinska vodljivost i električna vodljivost "amorfnog" ugljika uvijek su veće od gustoće grafita. Carbyne se dobiva umjetno. To je fino kristalni crni prah (gustoće 1,9-2 g / cm 3) . Napravljene od dugih lanaca atoma C složenih paralelno jedan s drugim. Lonsdaleite se nalazi u meteoritima i umjetno se dobiva; njegova struktura i svojstva nisu definitivno utvrđeni.

Konfiguracija vanjskog elektronskog omotača U. 2s 2 2p 2. U. odlikuje se po obrazovanje četvorice kovalentne veze zbog pobude vanjskog omotača elektrona u stanje 2 sp 3. Stoga je U. podjednako sposoban privući i donirati elektrone. Hemijska veza može se izvesti na račun sp 3 -, sp 2 - i sp-hibridne orbitale, koje odgovaraju koordinacijskim brojevima 4, 3 i 2. Broj valentnih elektrona u. i broj valentnih orbitala su isti; ovo je jedan od razloga stabilnosti veze između atoma W.

Jedinstvena sposobnost U. organska hemija.

U spojevima, uran pokazuje oksidacijsko stanje -4; +2; +4. Atomski polumjer 0,77 a, kovalentni radijusi 0,77 a, 0,67 a, 0,60 a, redom, u jednostrukim, dvostrukim i trostrukim vezama; jonski radijus c 4- 2,60 a, s 4+ 0,20 a. U normalnim uvjetima uran je kemijski inertan; pri visokim temperaturama kombinira se s mnogim elementima, pokazujući snažna redukcijska svojstva. Hemijska aktivnost se smanjuje sljedećim redoslijedom: "amorfni" ugljični dioksid, grafit, dijamant; interakcija s atmosferskim kisikom (sagorijevanje) događa se pri temperaturama iznad 300-500 ° C, 600-700 ° C i 850-1000 ° C uz stvaranje ugljičnog dioksida co 2 i ugljičnog monoksida co.

co 2 se rastvara u vodi i formira ugljena kiselina. Godine 1906. O. Diels primio uroksid U. c 3 o 2. Svi oblici ugljika otporni su na lužine i kiseline i sporo se oksidiraju samo vrlo jakim oksidansima (mješavina kroma, mješavina koncentriranih hno 3 i kclo 3 itd.). "Amorfni" U. reagira s fluorom na sobnoj temperaturi, grafitom i dijamantom - pri zagrijavanju. Direktna veza U. sa hlorom javlja se u električnom luku; U. ne reagira s bromom i jodom, stoga brojni halogenidi ugljika sintetiziran na indirektan način. Od oksihalida opće formule cox 2 (gdje je X halogen), najpoznatiji oksiklorid je cocl 2 ( phosgene) . Vodik ne stupa u interakciju s dijamantom; s grafitom i "amorfnim" U. reagira na visokim temperaturama u prisutnosti katalizatora (ni, pt): na 600-1000 ° C nastaje uglavnom metan ch 4, na 1500-2000 ° C-acetilen c 2 h 2 , proizvodi mogu sadržavati i druge ugljikovodike, na primjer etan c 2 h 6 , benzen c 6 h 6. Interakcija sumpora s "amorfnim" ugljikom i grafitom počinje na 700-800 ° C, s dijamantom na 900-1000 ° C; u svim slučajevima nastaje ugljikov disulfid cs 2. Dr. U. spojevi koji sadrže sumpor (tioksid cs, tionedoksid c 3 s 2, sumpor sulfid cos i tiofosgen cscl 2) dobivaju se indirektno. Kada cs 2 stupi u interakciju sa sulfidima metala, nastaju tiokarbonati, soli slabe tiokarbonske kiseline. Interakcija ugljika s dušikom za proizvodnju cijanogena (cn) 2 događa se pri prolasku električnog pražnjenja između ugljikovih elektroda u atmosferi dušika. Među spojevima urana koji sadrže dušik važno je praktični značaj imaju vodikov cijanid hcn i njegove brojne derivate: cijanide, halogene, nitrile itd. Na temperaturama iznad 1000 ° C, ugljikovodik stupa u interakciju s mnogim metalima, dajući karbidi. Svi oblici ugljika pri zagrijavanju reduciraju okside metala u slobodne metale (zn, cd, cu, pb i drugi) ili karbide (cac 2, mo 2 c, wo, tac i drugi). U. reagira na temperaturama iznad 600-800 ° C s vodenom parom i ugljičnim dioksidom . Posebnost grafita je sposobnost, uz umjereno zagrijavanje do 300-400 ° C, da stupa u interakciju s alkalnim metalima i halogenidima da se formira priključne veze tip c 8 me, c 24 me, c 8 x (gdje je X halogen, me je metal). Poznati spojevi uključivanja grafita s hno 3, h 2 pa 4, fecl 3 itd. (Na primjer, grafitni bisulfat s 24 tako 4 h 2). Svi oblici sumpora su nerastvorljivi u uobičajenim anorganskim i organskim otapalima, ali se rastvaraju u nekim rastopljenim metalima (na primjer, fe, ni, co).

Nacionalni ekonomski značaj Ukrajine određen je činjenicom da je više od 90% svih primarnih izvora energije koji se troše u svijetu organski. gorivo,čija će vodeća uloga ostati u narednim decenijama, uprkos intenzivnom razvoju nuklearne energije... Samo oko 10% proizvedenog goriva koristi se kao sirovina za osnovna organska sinteza i petrohemijska sinteza, primiti plastike itd.

B.A. Popovkin

U. u telu ... U. je najvažniji biogeni element koji čini osnovu života na Zemlji, strukturna jedinica velikog broja organskih spojeva koji sudjeluju u izgradnji organizama i osiguravaju njihovu vitalnu aktivnost ( biopolimeri, kao i brojne niskomolekularne biološki aktivne tvari - vitamini, hormoni, medijatori itd.). Značajan dio energije potrebne organizmima nastaje u stanicama zbog oksidacije ugljičnog dioksida. Pojava života na Zemlji razmatra se u savremena nauka kao složen proces evolucije ugljikovodičnih spojeva .

Jedinstvena uloga U. -a u živoj prirodi je zbog njegovih svojstava, koja zajedno ne posjeduju nijedan drugi element periodičnog sistema. Jake kemijske veze nastaju između atoma ugljika, kao i između ugljika i drugih elemenata, koji se, međutim, mogu razbiti pod relativno blagim fiziološkim uvjetima (te veze mogu biti jednostruke, dvostruke i trostruke). Sposobnost ugljika da formira četiri ekvivalentne valentne veze s drugim atomima ugljika omogućuje konstrukciju ugljikovih skeleta različitih vrsta - linearnih, razgranatih i cikličkih. Značajno je da samo tri elementa - C, O i H - čine 98% ukupne mase živih organizama. Time se postiže određena ekonomičnost u živoj prirodi: s gotovo neograničenom strukturnom raznolikošću ugljikovih spojeva, malim brojem vrsta hemijske veze omogućuje vam značajno smanjenje količine enzima potrebnih za razgradnju i sintezu organskih tvari. Strukturne karakteristike atoma U. u osnovi različite vrste izomerija organska jedinjenja (sposobnost optičke izomerije pokazala se odlučujućom u biokemijskoj evoluciji aminokiselina, ugljikohidrata i nekih alkaloida).

Prema općeprihvaćenoj hipotezi A.I. Oparin, prvi organski spojevi na Zemlji bili su abiogenog porijekla. Metan (ch 4) i cijanovodik (hcn), sadržani u primarnu atmosferu Zemlja. S pojavom života, jedini izvor anorganskog W., zbog kojeg se sve formira organska materija biosfera je ugljen-dioksid(co 2) koji se nalaze u atmosferi i također se rastvaraju u prirodnim vodama u obliku hco -3. Najmoćniji mehanizam asimilacije (asimilacije) U. (u obliku co 2) - fotosinteza - svuda provode zelene biljke (oko 100 milijardi. T co 2). Na Zemlji postoji evolucijski stariji način asimilacije co 2 pomoću hemosinteza; u ovom slučaju, kemosintetski mikroorganizmi ne koriste energiju zračenja sunca, već energiju oksidacije anorganskih spojeva. Većina životinja konzumira U. hranom u obliku gotovih organskih spojeva. Ovisno o načinu asimilacije organskih spojeva, uobičajeno je razlikovati autotrofni organizmi i heterotrofni organizmi. Upotreba mikroorganizama za biosintezu proteina i drugih hranjivih tvari, pomoću U. ugljovodonici Nafta je jedan od najvažnijih savremenih naučno -tehničkih problema.

Sadržaj ugljika u živim organizmima izračunat na suhu tvar je: 34,5-40% vodene biljke i životinja, 45,4-46,5% u kopnenim biljkama i životinjama i 54% u bakterijama. U procesu života organizama, uglavnom zbog tkivno disanje, dolazi do oksidativnog razlaganja organskih spojeva s oslobađanjem CO 2 u vanjsko okruženje. U. se također izlučuje u sastavu složenijih krajnjih produkata metabolizma. Nakon uginuća životinja i biljaka, dio ugljika se opet pretvara u CO 2 kao rezultat procesa truljenja koje provode mikroorganizmi. Dakle, u prirodi postoji ciklus U. . Značajan dio urana je mineraliziran i tvori naslage fosilnog urana: uglja, ulje, vapnenci itd. Osim glavnih funkcija - izvor U. - co 2, otopljen u prirodnim vodama i biološkim tekućinama, sudjeluje u održavanju kiselosti okoliša optimalne za životne procese. Kao dio caco 3, U. čini vanjski kostur mnogih beskičmenjaka (na primjer, ljuske mekušaca), a nalazi se i u koraljima, ljuskama ptica itd. Period, kasnije, u procesu biološke evolucije, pretvoren je u jak antimetaboliti metabolizam.

Osim stabilnih izotopa U, radioaktivni 14 c je rasprostranjen u prirodi (u ljudskom tijelu sadrži oko 0,1 mccurie) . Mnogi veliki pomaci u proučavanju metabolizma i ciklusa ugljikovodika u prirodi povezani su s upotrebom izotopa urana u biološkim i medicinskim istraživanjima. . Tako je pomoću radiokarbonske oznake dokazana mogućnost fiksiranja h 14 co - 3 biljkama i životinjskim tkivima, uspostavljen je slijed reakcija fotosinteze, proučena je izmjena aminokiselina, utvrđeni su putevi biosinteze mnogih biološki aktivnih spojeva. ušli u trag itd. Primena 14 c doprinela je uspehu molekularna biologija u proučavanju mehanizama biosinteze i prijenosa proteina nasljedne informacije... Određivanje specifične aktivnosti 14 c u organskim ostacima koji sadrže ugljik omogućuje procjenu njihove starosti, koja se koristi u paleontologiji i arheologiji.

N.N. Chernov.

Lit.: Shafranovsky I.I., Almazy, M. - L., 1964; Ubbelode A.R., Lewis F.A., Grafit i njegova kristalna jedinjenja, prev. s engleskog., M., 1965; Remy G., Kurs neorganske hemije, prev. s tim., t. 1, M., 1972; Perelman AI, Geokemija elemenata u zoni hipergeneze, M., 1972; Nekrasov B.V., Osnovi opće hemije, 3. izdanje, M., 1973; Akhmetov N.S., Neorganska hemija, 2. izdanje, M., 1975; Vernadsky V.I., Eseji o geohemiji, 6. izd., M., 1954; Roginsky S.Z., Shnol S.E., Izotopi u biokemiji, M., 1963; Biohemijski horizonti, prev. s engleskog, M., 1964; Problemi evolucijske i tehničke biokemije, M., 1964; Calvin M., Hemijska evolucija, prev. s engleskog., M., 1971; A. Loewy, F. Sikewitz, Stanična struktura i funkcija, prev. s engleskog, 1971., pogl. 7; Biosfera, per. sa engleskog, M., 1972.

Preuzmite sažetak

Ugljen -dioksid, ugljen -monoksid, ugljen -dioksid - sve su to nazivi za jednu supstancu, koja nam je poznata kao ugljen -dioksid. Koja su svojstva ovog gasa i koja su područja njegove primjene?

Ugljen -dioksid i njegova fizička svojstva

Ugljični dioksid sastoji se od ugljika i kisika. Formula ugljičnog dioksida izgleda ovako - CO₂. U prirodi nastaje pri sagorijevanju ili raspadanju organskih tvari. Sadržaj gasa u vazduhu i mineralnim izvorima je takođe prilično visok. osim toga, ljudi i životinje također ispuštaju ugljični dioksid pri izdisaju.

Pirinač. 1. Molekula ugljičnog dioksida.

Ugljen -dioksid je potpuno bezbojan gas koji se ne vidi. Takođe je bez mirisa. Međutim, s visokom koncentracijom, osoba može razviti hiperkapniju, odnosno gušenje. Nedostatak ugljičnog dioksida također može uzrokovati zdravstvene probleme. Kao rezultat nedostatka ovog plina, može se razviti stanje suprotno gušenju, hipokapnija.

Ako se ugljični dioksid stavi pod niske temperature, tada se na -72 stupnja kristalizira i postaje poput snijega. Stoga se ugljikov dioksid u čvrstom stanju naziva "suhi snijeg".

Pirinač. 2. Suhi sneg - ugljen -dioksid.

Ugljični dioksid je 1,5 puta gušći od zraka. Njegova gustoća je 1,98 kg / m³ Hemijska veza u molekuli ugljičnog dioksida je kovalentna polarna. Polaran je zbog činjenice da kisik ima veću vrijednost elektronegativnosti.

Važan koncept u proučavanju tvari je molekularni i molarna masa... Molarna masa ugljičnog dioksida je 44. Taj se broj formira od zbroja relativnih atomskih masa atoma koji čine molekulu. Vrijednosti relativnih atomskih masa preuzete su iz tablice D.I. Mendeljejev i zaokružen na cijele brojeve. U skladu s tim, molarna masa CO₂ = 12 + 2 * 16.

Da biste izračunali masene udjele elemenata u ugljikovom dioksidu, morate slijediti formulu za izračunavanje masenih udjela svakog kemijskog elementa u tvari.

n- broj atoma ili molekula.
A r Je relativna atomska masa kemijskog elementa.
gospodin- relativna molekulska masa supstance.
Izračunajmo relativnu molekulsku masu ugljičnog dioksida.

Mr (CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w (C) = 1 * 12/44 = 0,27 ili 27% Budući da formula ugljičnog dioksida sadrži dva atoma kisika, tada je n = 2 w (O) = 2 * 16/ 44 = 0,73 ili 73%

Odgovor: w (C) = 0,27 ili 27%; w (O) = 0,73 ili 73%

Kemijska i biološka svojstva ugljičnog dioksida

Ugljični dioksid ima kisela svojstva, jer je kiseli oksid, a kada se otopi u vodi, formira ugljičnu kiselinu:

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

Reakcija s lužinama stvara karbonate i bikarbonate. Ovaj plin ne podliježe sagorijevanju. U njemu izgaraju samo neki aktivni metali, poput magnezija.

Kada se zagrije, ugljični dioksid se razlaže na ugljen monoksid i kiseonik:

2CO₃ = 2CO + O₃.

Kao i drugi kiseli oksidi, ovaj plin lako reagira s drugim oksidima:

CaO + Co₃ = CaCO₃.

Ugljični dioksid dio je svih organskih tvari. Cirkulacija ovog plina u prirodi odvija se uz pomoć proizvođača, potrošača i razgraditelja. U procesu života osoba proizvodi oko 1 kg ugljičnog dioksida dnevno. Kad udišemo, primamo kisik, ali se u ovom trenutku u alveolama stvara ugljični dioksid. U ovom trenutku dolazi do razmjene: kisik ulazi u krvotok, a ugljični dioksid izlazi.

Proizvodnja ugljičnog dioksida nastaje tijekom proizvodnje alkohola. Također, ovaj plin je nusprodukt u proizvodnji dušika, kisika i argona. Upotreba ugljičnog dioksida je neophodna u Prehrambena industrija gdje ugljični dioksid djeluje kao konzervans, a također se ugljični dioksid u obliku tekućine nalazi u aparatima za gašenje požara.

Pirinač. 3. Aparat za gašenje požara.

Šta smo naučili?

Ugljični dioksid je tvar koja je bez boje i mirisa u normalnim uvjetima. osim uobičajenog naziva - ugljični dioksid, naziva se i ugljikov monoksid ili ugljični dioksid.

Test po temi

Ocjena izvještaja

prosečna ocena: 4.3. Ukupno primljenih ocjena: 116.

Ugljik C nalazi se u periodnom sustavu pod brojem 6. Čak su i primitivni ljudi primijetili da se nakon spaljivanja drva stvara ugljen koji se može upotrijebiti za bojanje zidova pećine. Bilo koji organski spoj sadrži ugljik. Dvije alotropske modifikacije ugljika koje se najviše proučavaju su grafit i dijamant.

Ugljenik u organskoj hemiji

Ugljenik ima posebno mjesto u periodnom sistemu. Zbog svoje strukture tvori duge lance karika linearne ili ciklične strukture. Poznato je više od 10 miliona organskih spojeva. Unatoč njihovoj raznolikosti, u zraku i pod utjecajem temperature uvijek će se pretvoriti u ugljikov dioksid i.

Uloga ugljika u našem svakodnevnom životu je ogromna. Fotosinteza, jedan od glavnih bioloških procesa, neće se odvijati bez ugljičnog dioksida.

Primena ugljenika

Ugljik se široko koristi u medicini za stvaranje raznih organskih lijekova. Izotopi ugljika omogućuju analizu radiokarbona. Rad metalurške industrije nemoguć je bez ugljika. Ugljen koji se koristi u kotlovima za pirolizu na čvrsto gorivo služi kao izvor energije. U industriji prerade nafte organski spojevi ugljika koriste se za proizvodnju benzina i dizel goriva. U velikoj mjeri, ugljik je potreban za proizvodnju šećera. Koristi se i u sintezi organskih spojeva važnih za sva područja svakodnevnog života.

Carbon(Latinski karbonej), C, hemijski element grupe IV periodičnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 6, atomska masa 12,011. Postoje dva poznata stabilna izotopa: 12 C (98,892%) i 13 C (1,108%). Od radioaktivnih izotopa najvažniji je 14 C sa poluživotom (T EQ f (1; 2) = 5,6 × 10 3 godine). Male količine 14 C (oko 2 × 10 -10% po masi) stalno se stvaraju u gornjoj atmosferi pod djelovanjem neutrona kosmičkog zračenja na izotop dušika 14 N. Njihova starost određena je specifičnom aktivnošću izotopa 14 C u ostacima biogenog porijekla. 14 C se široko koristi kao izotopski indikator.

Historijska referenca. U. je poznat od davnina. Ugljen se koristio za oporabu metala iz ruda, dijamant - kao dragocjeni kamen. Mnogo kasnije, grafit se počeo koristiti za proizvodnju lončića i olovaka.

Godine 1778. K. Scheele Prilikom zagrijavanja grafita s nitratom otkrio sam da se, kao i pri zagrijavanju ugljena s nitratom, oslobađa ugljični dioksid. Hemijski sastav dijamanta utvrđen je kao rezultat eksperimenata A. Lavoisier(1772) o proučavanju sagorijevanja dijamanata u zraku i istraživanjima S. Tennanta(1797), koji je dokazao da jednake količine dijamanta i ugljena daju jednake količine ugljičnog dioksida tijekom oksidacije. W. je Lavoisier 1789. godine priznao kao hemijski element. Latinski naziv carboneum U. dobio je od ugljenika.

Rasprostranjenost u prirodi. Prosječan sadržaj ugljika u zemljinoj kori je 2,3 × 10 -2% težinski (1 × 10 -2 u ultraosnovnom, 1 × 10 -2 u osnovnom, 2 × 10 -2 u srednjem, 3 × 10 -2 - u kisele stijene). U. se akumulira u gornjem dijelu zemljine kore (biosfera): u živoj materiji 18%U., drvo 50%, ugalj 80%, nafta 85%, antracit 96%. Značajan dio litosfere U. koncentriran je u krečnjacima i dolomitima.

Broj vlastitih minerala U. je 112; broj organskih spojeva ugljikovodika - ugljikovodika i njihovih derivata - izuzetno je velik.

Akumulacija ugljika u zemljinoj kori povezana je s nakupljanjem mnogih drugih elemenata, koji se sortiraju organskom tvari i talože u obliku nerastvorljivih karbonata itd. CO 2 i ugljena kiselina igraju važnu geohemijsku ulogu u zemljinoj kori. Ogromna količina CO 2 oslobađa se tokom vulkanizma - u istoriji Zemlje to je bio glavni izvor ugljen -dioksida za biosferu.

U poređenju sa prosječnim sadržajem u zemljinoj kori, čovječanstvo izvlači ugljikovodike u izuzetno velikim količinama iz utrobe (ugalj, nafta, prirodni gas), budući da su ti fosili glavni izvor energije.

Cirkulacija ugljika je od velikog geokemijskog značaja (vidi dolje odjeljak Ugljenik u tijelu i čl. Ciklus supstanci).

U. je također raširen u svemiru; na Suncu zauzima četvrto mjesto nakon vodika, helija i kisika.

Fizička i hemijska svojstva. Postoje četiri poznate kristalne modifikacije uree: grafit, dijamant, karbin i lonsdaleit. Grafit je sivo-crn, neproziran, na dodir mastan, ljuskav, vrlo meke mase sa metalnim sjajem. Napravljeno od kristala šesterokutne strukture: a = 2.462 Å, c = 6.701 Å. Na sobnoj temperaturi i normalnom pritisku (0,1 Mn / m 2, ili 1 kgf / cm 2) grafit je termodinamički stabilan. Dijamant je vrlo tvrda, kristalna tvar. Kristali imaju kubnu rešetku usmjerenu prema licu: a = 3.560 Å. Na sobnoj temperaturi i normalnom pritisku, dijamant je metastabilan (za detalje o strukturi i svojstvima dijamanta i grafita pogledajte odgovarajuće članke). Primjetna transformacija dijamanta u grafit primjećuje se na temperaturama iznad 1400 ° C u vakuumu ili u inertnoj atmosferi. Pri atmosferskom tlaku i temperaturi od oko 3700 ° C grafit se sublimira. Tekućina U. može se dobiti pri pritiscima iznad 10,5 Mn / m 2(105 kgf / cm 2) i temperaturama iznad 3700 ° C. Za čvrsti W. ( koks, čađ, ugalj) karakteristično je i stanje sa poremećenom strukturom - takozvani "amorfni" U., koji ne predstavlja nezavisnu modifikaciju; njegova se struktura temelji na strukturi finokristalnog grafita. Zagrijavanje nekih vrsta "amorfnog" ugljika iznad 1500-1600 ° C bez pristupa zraku uzrokuje njihovo pretvaranje u grafit. Fizička svojstva "amorfnog" ugljika jako ovise o veličini čestica i prisutnosti nečistoća. Gustoća, toplinski kapacitet, toplinska vodljivost i električna vodljivost "amorfnog" ugljika uvijek su veće od gustoće grafita. Karbin se dobija veštačkim putem. To je fino kristalni crni prah (gustoće 1,9-2 g / cm 3). Napravljene od dugih lanaca atoma C složenih paralelno jedan s drugim. Lonsdaleite se nalazi u meteoritima i umjetno se dobiva; njegova struktura i svojstva nisu definitivno utvrđeni.

Konfiguracija vanjskog elektronskog omotača U. 2s 2 2p 2. U. karakterizira stvaranje četiri kovalentne veze uslijed pobude vanjske elektronske ljuske u stanje 2 sp 3. Stoga je U. podjednako sposoban privući i donirati elektrone. Hemijska veza može se izvesti na račun sp 3 -, sp 2 - i sp-hibridne orbitale, koje odgovaraju koordinacijskim brojevima 4, 3 i 2. Broj valentnih elektrona u. i broj valentnih orbitala su isti; ovo je jedan od razloga stabilnosti veze između atoma W.

Jedinstvena sposobnost U. organska hemija.

U spojevima, uran pokazuje oksidacijsko stanje -4; +2; +4. Atomski radijus 0,77 Å, kovalentni radijusi 0,77 Å, 0,67 Å, ​​0,60 Å, respektivno, u jednostrukim, dvostrukim i trostrukim vezama; jonski radijus C 4- 2,60 Å, C 4+ 0,20 Å. U normalnim uvjetima uran je kemijski inertan; pri visokim temperaturama kombinira se s mnogim elementima, pokazujući snažna redukcijska svojstva. Hemijska aktivnost se smanjuje sljedećim redoslijedom: "amorfni" ugljik, grafit, dijamant; interakcija s atmosferskim kisikom (sagorijevanje) događa se na temperaturama iznad 300-500 ° C, 600-700 ° C i 850-1000 ° C uz stvaranje ugljičnog dioksida CO 2 i ugljičnog monoksida CO.

CO 2 se rastvara u vodi i formira ugljena kiselina... Godine 1906. O. Diels primio uroksid U. C 3 O 2. Svi oblici ugljika otporni su na lužine i kiseline i sporo se oksidiraju samo vrlo jakim oksidansima (smjesa kroma, mješavina koncentriranih HNO 3 i KClO 3, itd.). "Amorfni" U. reagira s fluorom na sobnoj temperaturi, grafitom i dijamantom - pri zagrijavanju. Direktna veza U. sa hlorom javlja se u električnom luku; U. ne reagira s bromom i jodom, stoga brojni halogenidi ugljika sintetiziran na indirektan način. Od oksihalida opće formule COX 2 (gdje je X halogen), najpoznatiji oksiklorid COCl 2 ( phosgene). Vodik ne stupa u interakciju s dijamantom; s grafitom i "amorfnim" ugljikovim dioksidom reagira na visokim temperaturama u prisutnosti katalizatora (Ni, Pt): pri 600-1000 ° C nastaje uglavnom metan CH 4, pri 1500-2000 ° C-acetilen C 2 H 2 , u proizvodima mogu biti prisutni i drugi ugljikovodici, na primjer etan C 2 H 6 , benzen C 6 H 6. Interakcija sumpora s "amorfnim" ugljikom i grafitom počinje na 700-800 ° C, s dijamantom na 900-1000 ° C; u svim slučajevima nastaje ugljikov disulfid CS 2. Dr. U. spojevi koji sadrže sumpor (tioksid CS, tionedoksid C 3 S 2, sumpor dioksid COS i tiofosgen CSCl 2) dobivaju se indirektno. Prilikom interakcije CS 2 s metalnim sulfidima nastaju tiokarbonati, soli slabe tiokarbonske kiseline. Interakcija ugljika s dušikom za proizvodnju cijanogena (CN) 2 događa se kada električno pražnjenje prođe između ugljikovih elektroda u atmosferi dušika. Među spojevima ugljika koji sadrže dušik, cijanovodik HCN je od velike praktične važnosti. Cijanovodična kiselina) i njegovi brojni derivati: cijanidi, halogeni, nitrili itd. Na temperaturama iznad 1000 ° C, ugljik stupa u interakciju s mnogim metalima, dajući karbidi... Svi oblici ugljika pri zagrijavanju reduciraju okside metala u slobodne metale (Zn, Cd, Cu, Pb itd.) Ili karbide (CaC 2, Mo 2 C, WO, TaC itd.). U. reagira na temperaturama iznad 600-800 ° C s vodenom parom i ugljičnim dioksidom (vidi. Gasifikacija goriva). Posebnost grafita je sposobnost, uz umjereno zagrijavanje do 300-400 ° C, da stupa u interakciju s alkalnim metalima i halogenidima da se formira priključne veze tip C 8 Me, C 24 Me, C 8 X (gdje je X halogen, Me je metal). Poznati spojevi uključivanja grafita sa HNO 3, H 2 SO 4, FeCl 3 itd. (Na primjer, grafitni bisulfat C 24 SO 4 H 2). Svi oblici sumpora su nerastvorljivi u uobičajenim anorganskim i organskim otapalima, ali se rastvaraju u nekim rastopljenim metalima (na primjer, Fe, Ni, Co).

Nacionalni ekonomski značaj Ukrajine određen je činjenicom da je više od 90% svih primarnih izvora energije koji se troše u svijetu organski. gorivočija će vodeća uloga ostati u narednim decenijama, uprkos intenzivnom razvoju nuklearne energije. Samo oko 10% proizvedenog goriva koristi se kao sirovina za osnovna organska sinteza i petrohemijska sinteza, primiti plastike itd.

Za prijem i upotrebu U. i njegovih spojeva vidi također dijamant, Grafit, Coca -Cola, Čađ, Vatrostalni materijal od ugljika, Ugljen-dioksid, Ugljikov oksid, Karbonati.

B.A. Popovkin

W. u tijelu. U. je najvažniji biogeni element koji čini osnovu života na Zemlji, strukturna jedinica velikog broja organskih spojeva koji sudjeluju u izgradnji organizama i osiguravaju njihovu vitalnu aktivnost ( biopolimeri, kao i brojne niskomolekularne biološki aktivne tvari - vitamini, hormoni, medijatori itd.). Značajan dio energije potrebne organizmima nastaje u stanicama zbog oksidacije ugljika. Pojava života na Zemlji se u modernoj znanosti smatra složenim procesom evolucije ugljikovih spojeva (vidi. Poreklo života).

Jedinstvena uloga U. -a u živoj prirodi je zbog njegovih svojstava, koja zajedno ne posjeduju nijedan drugi element periodičnog sistema. Jake kemijske veze nastaju između atoma ugljika, kao i između ugljika i drugih elemenata, koji se, međutim, mogu razbiti pod relativno blagim fiziološkim uvjetima (te veze mogu biti jednostruke, dvostruke i trostruke). Sposobnost ugljika da formira četiri ekvivalentne valentne veze s drugim atomima ugljika omogućuje konstrukciju ugljikovih skeleta različitih vrsta - linearnih, razgranatih i cikličkih. Značajno je da samo tri elementa - C, O i H - čine 98% ukupne mase živih organizama. Time se postiže određena ekonomičnost u živoj prirodi: s gotovo neograničenom strukturnom raznolikošću ugljikovih spojeva, mali broj vrsta kemijskih veza može značajno smanjiti količinu enzima potrebnih za razgradnju i sintezu organskih tvari. Strukturne karakteristike atoma U. leže u osnovi različitih tipova izomerija organska jedinjenja (sposobnost optičke izomerije pokazala se odlučujućom u biokemijskoj evoluciji aminokiselina, ugljikohidrata i nekih alkaloida).

Prema općeprihvaćenoj hipotezi A.I. Oparina, prvi organski spojevi na Zemlji bili su abiogenog porijekla. Metan (CH 4) i cijanovodik (HCN), koji su se nalazili u primarnoj atmosferi Zemlje, služili su kao izvori ugljičnog dioksida. Pojavom života, jedini izvor anorganskog ugljičnog dioksida, zbog kojeg nastaju sve organske tvari biosfere, je ugljen-dioksid(CO 2) koji se nalazi u atmosferi, kao i otopljen u prirodnim vodama u obliku HCO -3. Najmoćniji mehanizam asimilacije (asimilacije) U. (u obliku CO 2) - fotosinteza- svuda ga izvode zelene biljke (godišnje se asimilira oko 100 milijardi tona CO 2). Na Zemlji postoji evolucijski stariji način asimilacije CO 2 pomoću hemosinteza; u ovom slučaju, kemosintetski mikroorganizmi ne koriste energiju zračenja sunca, već energiju oksidacije anorganskih spojeva. Većina životinja konzumira U. hranom u obliku gotovih organskih spojeva. Ovisno o načinu asimilacije organskih spojeva, uobičajeno je razlikovati autotrofni organizmi i heterotrofni organizmi... Upotreba mikroorganizama za biosintezu proteina i drugih hranjivih tvari, pomoću U. ugljovodonici Nafta je jedan od najvažnijih savremenih naučno -tehničkih problema.

Sadržaj ugljika u živim organizmima izračunat na suhu tvar je 34,5–40% u vodenim biljkama i životinjama, 45,4–46,5% u kopnenim biljkama i životinjama te 54% u bakterijama. U procesu života organizama, uglavnom zbog tkivno disanje, dolazi do oksidativnog razlaganja organskih spojeva s oslobađanjem CO 2 u vanjsko okruženje. U. se također izlučuje u sastavu složenijih krajnjih produkata metabolizma. Nakon uginuća životinja i biljaka, dio ugljika se opet pretvara u CO 2 kao rezultat procesa truljenja koje provode mikroorganizmi. Tako se ciklus U. javlja u prirodi (vidi. Ciklus supstanci). Značajan dio uree je mineraliziran i tvori naslage fosilnog urana: ugljen, naftu, krečnjak itd. Osim glavnih funkcija izvora uree, CO 2, otopljen u prirodnim vodama i biološkim tekućinama, sudjeluje u održavanju kiselost okoliša optimalna za životne procese ... Kao dio CaCO 3, U. čini vanjski kostur mnogih beskičmenjaka (na primjer, ljuske mekušaca), a nalazi se i u koraljima, ljuskama ptica itd. Period, kasnije, u procesu biološke evolucije u snažne antimetaboliti metabolizam.

Osim stabilnih izotopa uree, u prirodi je rasprostranjen i radioaktivni 14 C (sadrži oko 0,1 μkurije u ljudskom tijelu). Mnogi veliki pomaci u proučavanju metabolizma i ciklusa ugljikovodika u prirodi povezani su s upotrebom izotopa urana u biološkim i medicinskim istraživanjima. Izotopski traktori). Tako je pomoću radiokarbonske oznake dokazana mogućnost fiksiranja H 14 CO - 3 u biljkama i životinjskim tkivima, uspostavljen je slijed reakcija fotosinteze, proučena je izmjena aminokiselina, utvrđeni su putevi biosinteze mnogih biološki aktivnih spojeva. ušli u trag itd. Upotreba 14 C doprinijela je napretku molekularne biologije u proučavanju mehanizama biosinteze proteina i prijenosu nasljednih informacija. Određivanje specifične aktivnosti 14 C u organskim ostacima koji sadrže ugljik omogućuje procjenu njihove starosti, koja se koristi u paleontologiji i arheologiji.

N.N. Chernov.

Lit.: Shafranovsky I.I., Almazy, M. - L., 1964; Ubbelode A.R., Lewis F.A., Grafit i njegova kristalna jedinjenja, prev. s engleskog., M., 1965; Remy G., Kurs neorganske hemije, prev. s tim., t. 1, M., 1972; Perelman AI, Geokemija elemenata u zoni hipergeneze, M., 1972; Nekrasov B.V., Osnovi opće hemije, 3. izdanje, M., 1973; Akhmetov N.S., Neorganska hemija, 2. izdanje, M., 1975; Vernadsky V.I., Eseji o geohemiji, 6. izd., M., 1954; Roginsky S.Z., Shnol S.E., Izotopi u biokemiji, M., 1963; Biohemijski horizonti, prev. s engleskog, M., 1964; Problemi evolucijske i tehničke biokemije, M., 1964; Calvin M., Hemijska evolucija, prev. s engleskog., M., 1971; A. Loewy, F. Sikewitz, Stanična struktura i funkcija, prev. s engleskog, 1971., pogl. 7; Biosfera, per. sa engleskog, M., 1972.

Kisik je u drugom razdoblju VI-te glavne grupe zastarjele kratke verzije periodnog sistema. Prema novim standardima numeriranja, ovo je 16. grupa. Odgovarajuću odluku donio je IUPAC 1988. Formula za kisik kao jednostavnu tvar je O 2. Razmotrimo njegova glavna svojstva, ulogu u prirodi i gospodarstvu. Počnimo sa karakteristikama cijele grupe predvođene kisikom. Element se razlikuje od srodnih halkogena, a voda se razlikuje od vodikovog selena i telurija. Objašnjenje svih karakterističnih obilježja može se pronaći samo ako se upozna sa strukturom i svojstvima atoma.

Halkogeni - elementi povezani s kisikom

Atomi sa sličnim svojstvima čine jednu grupu u periodnom sistemu. Kisik je na čelu porodice halkogena, ali se od njih razlikuje po brojnim svojstvima.

Atomska masa kisika - pretka grupe - je 16 amu. e. m. Halkogeni pri stvaranju spojeva s vodikom i metalima pokazuju svoje uobičajeno oksidacijsko stanje: -2. Na primjer, u sastavu vode (H 2 O), oksidacijski broj kisika je -2.

Sastav tipičnih vodikovih spojeva halkogena odgovara općoj formuli: H 2 R. Kad se ove tvari otope, nastaju kiseline. Samo vodikovo jedinjenje kiseonika - voda - ima posebna svojstva. Prema zaključcima naučnika, ova neobična tvar je i vrlo slaba kiselina i vrlo slaba baza.

Sumpor, selen i telur imaju tipična pozitivna oksidacijska stanja (+4, +6) u kombinaciji s kisikom i drugim nemetalima s visokom elektronegativnošću (EO). Sastav oksida halkogena odražava opšte formule: RO 2, RO 3. Odgovarajuće kiseline imaju sljedeći sastav: H 2 RO 3, H 2 RO 4.

Elementi odgovaraju jednostavnim tvarima: kisik, sumpor, selen, telurij i polonij. Prva tri predstavnika pokazuju nemetalna svojstva. Formula kisika je O 2. Alotropna modifikacija istog elementa je ozon (O 3). Obje modifikacije su plinovi. Sumpor i selen su čvrsti nemetali. Telurij - metaloidna tvar, vodič električna struja, polonijum je metal.

Kisik je najzastupljeniji element

Već znamo da postoji druga vrsta postojanja istog kemijskog elementa u obliku jednostavne tvari. Ovo je ozon, plin koji formira sloj na nadmorskoj visini od oko 30 km od zemljine površine, koji se često naziva i ozonski štit. Vezani kisik uključen je u molekule vode, u sastav mnogih stijena i minerala te organskih spojeva.

Struktura atoma kisika

Periodni sistem Mendeljejeva sadrži potpune informacije o kiseoniku:

1. Redni broj elementa je 8.
2. Punjenje jezgre - +8.
3. Ukupan broj elektrona je 8.
4. Elektronička formula kisika je 1s 2 2s 2 2p 4.

U prirodi postoje tri stabilna izotopa koji imaju isti serijski broj u periodnom sistemu, identičnog sastava protona i elektrona, ali različit broj neutroni. Izotopi su označeni istim simbolom - O. Za usporedbu, predstavljamo dijagram koji prikazuje sastav tri izotopa kisika:

Svojstva kisika - kemijski element

Na 2p-podrazini atoma postoje dva nespareni elektron, što objašnjava pojavu oksidacijskih stanja -2 i +2. Dva uparena elektrona ne mogu se odvojiti tako da oksidacijsko stanje poraste na +4, poput sumpora i drugih halkogena. Razlog je nepostojanje slobodnog podnivoa. Stoga u spojevima kemijski element kisik ne pokazuje valentno i oksidacijsko stanje jednako broju grupe u kratkoj verziji periodnog sistema (6). Njegov uobičajeni oksidacijski broj je -2.

Samo u spojevima s fluorom kisik pokazuje nekarakteristično pozitivno oksidacijsko stanje +2. EO vrijednost dva jaka nemetala je različita: EO (O) = 3,5; EO (F) = 4. Kao elektronegativniji kemijski element, fluor snažnije drži svoje elektrone i privlači valentne čestice do atoma kisika. Stoga je u reakciji s fluorom kisik redukcijsko sredstvo i donira elektrone.

Kisik je jednostavna tvar

Engleski istraživač D. Priestley 1774. godine, tokom eksperimenata, oslobodio je gas tokom razgradnje živinog oksida. Dvije godine ranije K. Scheele je nabavio istu tvar u čistom obliku. Samo nekoliko godina kasnije, francuski kemičar A. Lavoisier ustanovio je kakav je plin dio zraka i proučio njihova svojstva. Hemijska formula kiseonik - O 2. Odrazimo u zapisu o sastavu tvari elektrone koji sudjeluju u stvaranju nepolarnog kovalentna veza- O :: O. Zamijenimo svaki elektronski par vezanja jednim potezom: O = O. Ova formula kisika jasno pokazuje da su atomi u molekuli povezani između dva zajednička para elektrona.

Izvršimo jednostavne proračune i utvrdimo koja je relativna molekulska težina kisika jednaka: Mr (O 2) = Ar (O) x 2 = 16 x 2 = 32. Za usporedbu: Mr (zrak) = 29. Kemijska formula kisik se razlikuje od jednog atoma kisika. Dakle, Mr (O 3) = Ar (O) x 3 = 48. Ozon je 1,5 puta teži od kisika.

Fizička svojstva

Kisik je plin bez boje, okusa i mirisa (pri normalnoj temperaturi i atmosferskom tlaku). Tvar je nešto teža od zraka; rastvorljiv u vodi, ali u malim količinama. Talište kisika je negativno i iznosi -218,3 ° C. Tačka u kojoj se tečni kiseonik ponovo pretvara u gasoviti kiseonik je tačka ključanja. Za molekule O 2, vrijednost ove fizička veličina dostiže -182,96 ° C. U tekućem i čvrstom stanju, kisik poprima svijetlo plavu boju.

Dobivanje kisika u laboratoriji

Zagrijavanjem oksigenata, poput kalijevog permanganata, nastaje bezbojni plin koji se može sakupiti u tikvicu ili epruvetu. Ako čistom kisiku dodate upaljenu baklju, ona gori jače nego u zraku. Dvije druge laboratorijske metode za proizvodnju kisika su razgradnja vodikovog peroksida i kalijevog klorata (Bertolletova sol). Razmotrimo shemu uređaja koji se koristi za toplinsko razlaganje.

Sipajte malo bertholletove soli u epruvetu ili tikvicu s okruglim dnom, zatvorite je čepom s cijevi za izlaz plina. Njegov suprotni kraj trebao bi biti usmjeren (pod vodom) u tikvicu okrenutu naopako. Vrat treba spustiti u široku čašu ili kristalizator napunjen vodom. Kisik se oslobađa zagrijavanjem epruvete koja sadrži bertholletovu sol. Ona ulazi u tikvicu kroz izlaznu cijev za plin, istiskujući vodu iz nje. Kad se tikvica napuni plinom, zatvara se pod vodom i preokreće. Kisik dobiven u ovom laboratorijskom eksperimentu može se koristiti za proučavanje kemijskih svojstava jednostavne tvari.

Sagorijevanje

Ako se sagorijevanje tvari u kisiku vrši u laboratoriji, tada morate znati i slijediti pravila zaštite od požara. Vodik trenutno izgara u zraku, a kada se pomiješa s kisikom u omjeru 2: 1, eksplozivan je. Sagorijevanje tvari u čistom kisiku mnogo je intenzivnije nego u zraku. Ovaj fenomen objašnjava se sastavom zraka. Kisik u atmosferi je nešto više od 1/5 dijela (21%). Sagorijevanje je reakcija tvari s kisikom, zbog čega nastaju različiti proizvodi, uglavnom metalni i nemetalni oksidi. Zapaljive smjese O 2 sa zapaljivim tvarima, osim toga, rezultirajući spojevi mogu biti otrovni.

Paljenje obične svijeće (ili šibice) popraćeno je stvaranjem ugljičnog dioksida. Sljedeći eksperiment možete izvesti kod kuće. Ako sagorite tvar ispod staklene posude ili velikog stakla, gorenje će prestati čim se potroši sav kisik. Azot ne podržava disanje i sagorijevanje. Ugljični dioksid, proizvod oksidacije, više ne reagira s kisikom. Transparentno vam omogućuje da otkrijete prisutnost svijeće nakon paljenja. Ako se produkti sagorijevanja propuštaju kroz kalcijev hidroksid, otopina postaje zamućena. Hemijska reakcija se odvija između vapnene vode i ugljičnog dioksida kako bi se dobio netopivi kalcijev karbonat.

Proizvodnja kisika u industrijskim razmjerima

Najjeftiniji proces, koji rezultira molekulama O 2 bez zraka, nije povezan s kemijskim reakcijama. U industriji, recimo, u metalurškim postrojenjima, zrak se ukapljuje pri niskim temperaturama i visokim pritiscima. Najvažnije komponente atmosfere, poput dušika i kisika, ključaju na različitim temperaturama. Zračna smjesa se odvaja postupnim zagrijavanjem na uobičajenu temperaturu. Prvo se oslobađaju molekuli dušika, zatim kisik. Metoda odvajanja temelji se na različitim fizičkim svojstvima jednostavnih tvari. Formula jednostavne tvari kisika ista je kao prije hlađenja i ukapljivanja zraka - O 2.

Kao rezultat nekih reakcija elektrolize, oslobađa se i kisik koji se skuplja preko odgovarajuće elektrode. Industrijske i građevinske kompanije trebaju plin u velikim količinama. Potražnja za kisikom stalno raste, posebno u kemijskoj industriji. Dobiveni plin se skladišti u industrijske i medicinske svrhe u čeličnim bocama s oznakama. Spremnici s kisikom obojeni su plavo ili plavo kako bi se razlikovali od ostalih ukapljenih plinova - dušika, metana, amonijaka.

Kemijski proračuni po formuli i jednadžbama reakcija koje uključuju molekule O 2

Numerička vrijednost molarne mase kisika podudara se s drugom vrijednošću - relativnom molekulskom masom. Samo u prvom slučaju prisutne su mjerne jedinice. Ukratko, formulu za kisik i njegovu molarnu masu treba napisati na sljedeći način: M (O 2) = 32 g / mol. U normalnim uvjetima, mol bilo kojeg plina odgovara zapremini od 22,4 litara. To znači da je 1 mol O2 22,4 litara tvari, 2 mol O 2 je 44,8 litara. Prema jednadžbi reakcije između kisika i vodika, može se vidjeti da 2 mola vodika i 1 mol kisika međusobno djeluju:

Ako je u reakciju uključen 1 mol vodika, volumen kisika bit će 0,5 mol. 22,4 L / mol = 11,2 L.

Uloga molekula O 2 u prirodi i životu ljudi

Kisik konzumiraju živi organizmi na Zemlji, a uključen je u ciklus tvari više od 3 milijarde godina. Ovo je glavna tvar za disanje i metabolizam, uz njenu pomoć dolazi do razgradnje molekula hranjivih tvari, sintetizira se energija potrebna organizmima. Kisik se stalno troši na Zemlji, ali se njegove rezerve nadopunjuju fotosintezom. Ruski naučnik K. Timiryazev vjerovao je da zahvaljujući ovom procesu život još uvijek postoji na našoj planeti.

Uloga kisika u prirodi i gospodarstvu je velika:

• apsorbirani tokom disanja od strane živih organizama;
• učestvuje u reakcijama fotosinteze u biljkama;
• dio je organskih molekula;
• procesi truljenja, fermentacije, hrđe odvijaju se uz sudjelovanje kisika, koji djeluje kao oksidirajući agens;
• koristi se za dobivanje vrijednih proizvoda organske sinteze.

Ukapljeni kisik u cilindrima koristi se za rezanje i zavarivanje metala na visokim temperaturama. Ovi procesi se izvode u mašinogradnji, transportnim i građevinskim preduzećima. Za obavljanje radova pod vodom, pod zemljom, na velikim nadmorskim visinama u prostoru bez zraka, ljudima su potrebni i molekuli O 2. koristi se u medicini za obogaćivanje sastava zraka koji udišu bolesni ljudi. Plin za medicinske svrhe razlikuje se od tehničkog plina gotovo potpunom odsutnošću nečistoća i mirisa.

Kisik je idealno oksidaciono sredstvo

Poznata jedinjenja kiseonika sa svima hemijski elementi periodne tablice, osim prvih predstavnika porodice plemenitih plinova. Mnoge tvari izravno reagiraju s atomima O, isključujući halogene, zlato i platinu. Veliki značaj imaju pojave koje uključuju kiseonik, praćene oslobađanjem svetlosti i toplote. Takvi se postupci široko koriste u svakodnevnom životu i industriji. U metalurgiji se interakcija ruda s kisikom naziva pečenje. Predzemljena ruda se pomeša sa vazduhom obogaćenim kiseonikom. Na visokim temperaturama metali se iz sulfida reduciraju u jednostavne tvari. Tako se dobiva željezo i neki obojeni metali. Prisutnost čistog kisika povećava brzinu tehnoloških procesa u različitim granama kemije, inženjerstva i metalurgije.

Pojava jeftine metode za proizvodnju kisika iz zraka razdvajanjem na komponente pri niskim temperaturama potaknula je razvoj mnogih područja industrijske proizvodnje. Hemičari smatraju molekule O 2 i atome O idealnim oksidansima. To su prirodni materijali, stalno se obnavljaju u prirodi, ne zagađuju okruženje... Osim toga, hemijske reakcije uz sudjelovanje kisika, najčešće završavaju sintezom drugog prirodnog i sigurnog proizvoda - vode. Uloga O 2 je velika u neutraliziranju toksičnog industrijskog otpada, u pročišćavanju vode od zagađenja. Osim kisika, za dezinfekciju se koristi i njegova alotropna modifikacija, ozon. Ova jednostavna tvar ima visoku oksidacijsku aktivnost. Ozoniranjem vode razgrađuju se zagađivači. Ozon također ima štetan učinak na patogenu mikrofloru.