Kisik

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Skoči na: navigacija, iskanje
dušik - kisik - fluor
 
O
S  
 
 
O-TableImage.png
Splošno
Ime, simbol, vrstno število kisik, O, 8
Kemijska vrsta nekovina
Skupina, perioda, blok 16 (VIA), 2, p
Gostota, trdota 1,429 kg/m3 (273 K), ___
Videz brezbarven plin
O,8.jpg
Lastnosti atoma
Atomska masa 15,9994 a. e. m.
Atomski polmer (izračunan) 60 (48) pm
Kovalentni polmer 73 pm
van der Waalsov polmer 152 pm
Elektronska konfiguracija [He]2s22p4
e- na energijski nivo 2, 6
Oksidacijska stanja (oksid) -2, -1
Kristalna struktura kubična
Fizikalne lastnosti
Agregatno stanje plin (paramagneten)
Tališče 50,35 K (-368,77 °F)
Vrelišče 90,18 K (-297,08 °F)
Molski volumen 17,36 ·10−3 m3/mol
Izparilna toplota 3,4099 kJ/mol
Talilna toplota 0,22259 kJ/mol
Parni tlak ___ Pa pri 23 K
Hitrost zvoka 317,5 m/s pri 293 K
Razne lastnosti
Elektronegativnost 3,44 (Paulingova lestvica)
Specifična toplota 920 J/(kg · K)
Električna prevodnost ___ 106/m Ω
Toplotna prevodnost 0,02674 W/(m · K)
1. ionizacijski potencial 1,313,9 kJ/mol
2. ionizacijski potencial 3,388,3 kJ/mol
3. ionizacijski potencial 5,300,5 kJ/mol
4. ionizacijski potencial 7.469,2 kJ/mol
Najstabilnejši izotopi
izo NA t1/2 DM DE MeV DP
16O 99,762% O je stabilen z 8. nevtroni
17O 0,038% O je stabilen z 9. nevtroni
18O 0,2 O je stabilen z 10. nevtroni
Če ni označeno drugače, so
uporabljene enote SI in standardni pogoji.

Kisik je kemijski element s simbolom O in atomskim številom 8. V periodnem sistemu elementov spada med halkogene elemente. Je zelo reaktivna nekovina in oksidant, ki se zlahka spaja z večino elementov in z njimi tvori okside.[1] V Vesolju je za vodikom in helijem po masi tretji najpogostejši element.[2] Pri standardni temperaturi in tlaku (STP) sta dva atoma kisika vezana v dikisik O2, ki je brezbarven plin brez barve, vonja in okusa.

Veliko glavnih razredov organskih spojin v živih organizmih, na primer proteini, nukleinske kisline, ogljikovi hidrati in maščobe, vsebujejo tudi kisik. Prisoten je tudi v anorganskih delih organizmov, na primer v lupinah školjk in polžev, kosteh in zobeh. Večino mase živih organizmov sestavlja voda, v kateri sta vezana kisik in vodik (voda tvori približno dve tretjimi človekove telesne mase). Elementarni kisik proizvajajo cianobakterije, alge in zelene rastline, vsa živa bitja pa ga porabljajo za celično dihanje. Za anaerobne organizme, ki so prevladovali na Zemlji preden se je v ozračju začel kopičiti kisik, je strupen. Kopičenje kisika se je začelo med tako imenovano kisikovo katastrofo pred približno 2,3 milijarde let.[3][4] Dvoatomni kisik tvori 20.8% volumna zraka.[5] V raznih oksidih je najbolj pogost element v Zemljini skorji, saj samo silicijev dioksid tvori skoraj polovico njene mase.[6]

Kisik iz ozračja in vode je potreben za dihanje in ohranitev skoraj vsega življenja na Zemlji. Porabljeni kisik se stalno obnavlja s fotosintezo v živih organizmih, v kateri nastaja kisik iz vode s pomočjo sončne svetlobe.

Druga alotropna oblika kisika je ozon O3, ki v višjih slojih ozračja tvori tako imenovani ozonski plašč, ki močno absorbira ultravijolično valovanje in s tem ščiti življenje na Zemlji. Ob Zemljini površini je onesnaževalec in stranski proizvod smoga. V nizkozemeljski orbiti med 160 in 2000 km od Zemljine površine so znatne količine elementarnega kisika, ki povzroča korozijo vesoljskih plovil.[7]

Kisik se industrijsko proizvaja s frakcionirno destilacijo utekočinjenega zraka, elektrolizo vode in drugimi postopki. V elementarni obliki se uporablja v proizvodnji jekla in plastike, za varjenje in rezanju jekla in drugih kovin, pogon vesoljskih plovil, v kisikovi terapiji in sistemih za vzdrževanje življenja v letalih, podmornicah, vesoljskih plovilih in pri potapljanju.

Kisik sta neodvisno eden od drugega odkrila Carl Wilhelm Scheele v Uppsali leta 1773 ali že prej in Joseph Priestley v Wiltshiru leta 1774. Odkritje se pogosteje pripisuje Priestleyu, ker je prvi objavil svoje odkritje. Ime kisik je leta 1777 skoval Antoine Lavoisier,[8] katerega poskusi s kisikom so pripomogli ovreči takrat veljavno flogistonsko teorijo gorenja in korozije. Ime je sestavljeno iz grških besed ὀξύς [oksis] – kisel, dobesedno oster, ki se nanaša na kisel okus kislin, in -γενής [genés] – tvorec, dobesedno roditelj. V času njegovega poimenovanja so napačno predpostavljali, da morajo vse kisline vsebovati kisik.

Značilnosti[uredi | uredi kodo]

Zgradba[uredi | uredi kodo]

Molekula kisika O2

Pri standardni temperaturi in tlaku je brezbarven plin z molekulsko formulo O2, v katerem sta dva atoma kisika kemijsko vezana s spinsko tripletno elektronsko konfiguracijo. Vez spada med vezi drugega reda, njen opis pa se pogosto poenostavi in se govori o dvojni vezi[9] oziroma kombinaciji ene dvoelektronske in dveh troelektronskih vezi.[10]

Tripletni kisik, ki se ne sme zamenjavati z ozonom O3, je osnovno stanje molekule O2.[11] Elektronska konfiguracija molekule ima dva neparna elektrona, ki zasedata dve degenerirani molekularni orbitali. Orbitali sta klasificirani kot antivezni (oslabita red vezi s tri na dva), zato je vez šibkejša od trojne vezi v dvoatomnem dušiku, v kateri so zapolnjene vse tri vezne molekularne orbitale, nekaj antiveznih pa ne.[11]

Molekula O2 je v normalni tripletni obliki paramagnetna. To pomeni, da zaradi spinskih magnetnih momentov neparnih elektronov v molekuli in negativne izmenjalne energije med sosednjima molekulama O2 v magnetnem polju tvori magnet.[12] Magnet je dovolj močan, da mostiček tekočega kisika med poloma močnega magneta vzdrži lastno težo.[13]

Kapljico utekočinjenega kisika magnetno polje odbije, kar kaže na njegove paramagnetne lastnosti

Singletni kisik je naziv več visokoenergijskih oblik molekularnega O2, v katerih so vsi elektronski spini parni. Te oblike so mnogo bolj reaktivne do organskih molekul kot običajne. Singletni kisik nastaja iz vode med fotosintezo s pomočjo energije iz sončne svetlobe.[14] Nastaja tudi v troposferi s fotolizo ozona s kratkovalovno svetlobo[15] in imunskem sistemu kot vir aktivnega kisika.[16] Karotenoidi v fotosinteznih organizmih, morda tudi v živalskih, igrajo pomembno vlogo pri absorbiranju energije iz singletnega kisika in njegovem pretvarjanju v nevzbujeno osnovno stanje, preden bi lahko poškodovala tkiva.[17]

Alotropi[uredi | uredi kodo]

Ozon je redek plin, ki je prisoten večinoma v gornjih plasteh ozračja

Običajna alotropna oblika kisika na Zemlji je dikisik O2. Vez med atomoma je dolga 121 pm, standardna tvorbena entalpija vezi pa znaša 498 kJ•mol−1.[18] To obliko kisika potrebujejo aerobni organizmi za celično dihanje. Dikisik tvori približno petino Zemljinega ozračja.

Trikisik O3, bolj znan kot ozon, je zelo reaktiven alotrop kisika, ki lahko poškoduje tkivo pljuč.[19] Nastaja v gornjih plasteh ozračja v reakciji med O2 in atomarnim kisikom, ki nastaja s cepitvijo O2 z ultravijoličnim sevanjem.[8] Ozon močno absorbira svetlobo v UV delu spektra, zato ozonski plašč deluje kot Zemljin ščit pred nevarnim sevanjem.[8] Ob Zemljini površini je ozon onesnaževalec, ki nastaja kot stranski proizvod v avtomobilskih motorjih.[19]

Leta 2001 so odkrili metastabilni alotrop tetrakisik O4,[20][21] za katerega se domneva, da obstaja v eni od šestih faz trdnega kisika. Leta 2006 so dokazali, da je ta faza, ki nastane s komprimiranjem O2 na 20 GPa, v resnici klaster rombeodričnega O8.[22] Klaster bi lahko bil še močnejši oksidant kot sta kisik in ozon in bi se zato lahko uporabil za raketno gorivo.[20][21]

Leta 1990 so odkrili tudi kovinski kisik, ki nastane pri tlakih nad 96 GPa.[23] Leta 1998 so dokazali, da postane ta faza pri zelo nizkih temperaturah superprevodna.[24]

Fizikalne lastnosti[uredi | uredi kodo]

Tekoči kisik

Kisik je bolj topen v vodi kot dušik. V ravnotežnem stanju med vodo in zrakom je razmerje molekul kisika in dušika v vodi približno 1:2, medtem ko je v zraku približno 1:4. Topnost je odvisna od temperature in je pri 0 °C skoraj dvakrat večja kot pri 20 °C (14,6 mg•L−1 v primerjavi s 7,6 mg•L−1).[25][26] Pri 25 °C in 1 standardni atmosferi (101,3 kPa) vsebuje sladka voda približno 6,04 mL kisika na liter. Slana voda vsebuje pri istih pogojih 4,95 mL kisika na liter.[27] Z ohlajanjem na 5 °C topnost v sladki vodi naraste na 9,0 mL na liter (za več kot 50%), v slani vodi pa na 7,2 mL/L (več kot 45%).

Kisik se utekočini pri 90,20 K (−182.95 °C) in zmrzne pri 54,36 K (−218.79 °C).[28] Tekoči in trdni O2 sta prozorni snovi sinje barve, ki nastane zaradi absorpcije svetlobe v rdečem delu vidnega dela spektra. Pojav se razlikuje od modre barve neba, ki je posledica Rayleighovega sipanja svetlobe. Zelo čist tekoči kisik se običajno pridobiva s frakcionirno destilacijo utekočinjenega zraka [29] ali s kondenziranjem iz zraka s tekočim dušikom kot hladilnim sredstvom. Tekoč kisik je zelo reaktiven in se mora skladiščiti ločeno od vnetljivih snovi.[30]

Izotopi in zvezdno poreklo[uredi | uredi kodo]

V poznem življenju masivnih zvezd se 16O koncentrira v ovojnici O, 17O v ovojnici H in 18O v ovojnici He

V naravi je kisik sestavljen iz treh stabilnih izotopov: 16O, 17O in 18O. Najpogostejši je 16O (99,762 %).[31] Večina kisika 16O nastaja v masivnih zvezdah na koncu procesov zlivanja helija, nekaj pa v procesih zgorevanja neona.[32] Izotop 17O nastaja predvsem z zgorevanjem vodika v helij v ciklu ogljik-dušik-kisik (CNO) in je zato v zvezdah pogost v coni zgorevanja vodika.[32] Večina 18O nastaja v procesu spajanja 14N v ciklu CNO z jedri 4He2+. Izotop 18O je zato pogost v s helijem bogatih conah razvijajočih se masivnih zvezd.[32]

Kisik ima poleg stabilnih še 14 radioaktivnih izotopov. Najbolj stabilna sta 15O z razpolovnim časom 122,24 s in 14O z razpolovnim časom 70,606 s.[31] Vsi ostali radioaktivni izotopi imajo razpolovne čase krajše od 27 s, večina pa krajše od 83 ms. [31] Najbolj pogost način razpada je izotopov, lažjih od 16O, je β+ razpad,[33][34][35] v katerem nastaja dušik. Najbolj pogost način razpada izotopov, težjih od 18O, je β razpad, v katerem nastaja fluor.[31]

Nahajališča[uredi | uredi kodo]

Deset najpogostejših elementov v Rimski cesti, ocenjenih s spektroskopsko analizo[36]
Z Element Masni delež v ppm
1 Vodik 739.000 71 × masa kisika
2 Helij 240.000 23 × masa kisika
8 Kisik 10.400
6 Ogljik 4.600
10 Neon 1.340
26 Železo 1.090
7 Dušik 960
14 Silicij 650
12 Magnezij 580
16 Žveplo 440

Kisik je najpogostejči kemijski element v Zemljini biosferi, atmosferi, hidrosferi in litosferi in za vodikom in helijem tretji najpogostejši element v Vesolju.[2] Kisik predstavlja tudi približno 0,9 % mase Sonca.[5] V Zemljini skorji ga je 49,2 utežnih %,[6] v oceanih pa 88,8 utežnih %.[5] V Zemljinem ozračju je z 20,8 volumskimi % oziroma 23,1 utežnimi % drugi najpogostejši element. Njegova skupna masa znaša 1015 ton.[5][37]

Karta sveta, s katere je razvidno, da je v morski vodi najmanj kisika ob ekvatorju, proti poloma pa njegova vsebnost narašča

Zemlja se po tem značilno razlikuje od drugih planetov v osončju, saj je v Marsovi atmosferi komaj 0,1 % kisika, v Venerini pa še mnogo manj. Kisik na teh planetih nastaja izključno pod vplivom ultravijolične svetlobe na molekule, ki vsebujejo kisik, na primer ogljikov dioksid (CO2).

Nenavadno visoka vsebnost kisika v Zemljini atmosferi je rezultat kisikovega kroga. Ta biogeokemijski krog je gibanje kisika med tremi največjimi rezervoarji kisika na Zemlji: atmosfero, biosfero in litosfero. Glavna gonilna sila kisikovega kroga je fotosinteza. Med fotosintezo se v vodo in ozračje sprošča kisik, ki se z dihanjem in razpadanjem porablja. V trenutnem ravnotežju se obrne približno 1/2000 celotnega atmosferskega kisika letno.

Prost kisik je tudi v vodi. Dejstvo, da njegova topnost s padajočo temperaturo raste, pomembno vpliva na življenje v oceanih: v polarnih oceanih je zaradi višje vsebnosti kisika tudi veliko več življenja.[38] Gnojila za rastline, na primer nitrati in fosfati, ki onesnažijo vodo, lahko povzročijo prekomerno rast alg, tako imenovano cvetenje morja. Po njihovem odmrtju se zaradi razpadanja prekomerno zniža vsebnosti kisika v vodi. Kakovost vode se v tem pogledu spremlja z merjenjem biokemijske potrebe po kisiku, se pravi količine kisika, ki je potrebna za vzpostavitev njegove normalne koncentracije.[39]

Analize[uredi | uredi kodo]

Spremembe vsebnosti kisika 18O v zadnjih 500 milijonih let kažejo na globalne klimatske spremembe

Paleoklimatologi merijo razmerje med 18O in 16O v školjkah in okostjih morskih organizmov, s katerim ugotavljajo, kakšni so bili klimatski pogoji v preteklosti. Molekule vode, ki vsebujejo lažji izotop 16O, izparevajo rahlo hitreje od molekul z 12 % težjim izotopom 18O. S padanjem temperature se razlika veča.[40] V obdobjih z nižjo globalno temperaturo je bilo zato v dežju in snegu več 16O, v morju pa je ostalo več 18O. Morski organizmi so zato v hladnih obdobjih v svoja okostja in lupine vgrajevali več 18O kot v toplih obdobjih.[40] Paleoklimatologi merijo razmerje med izotopoma tudi v do več sto tisoč let starih skladih ledu.

Planetarni geologi so izmerili vsebnost kisikovih izotopov v vzorcih z Zemlje, Lune, Marsa in meteoritov. Ker dolgo časa niso mogli dobiti referenčnih vrednosti za razmerje izotopov na Soncu, so predpostavili, da je razmerje enako kot v prvobitni solarni meglici. Analize silicijevih rezin, ki so bile v vesolju izpostavljene sončnemu vetru in jih je na Zemljo pripeljalo poškodovano vesoljsko vozilo Genesis, so pokazale, da je razmerje med izotopoma na Soncu večje kot na Zemlji. Meritve kažejo, da se je 16O iz Sončevega protoplanetarnega diska porabil v nekem neznanem procesu pred združitvijo prašnih delcev, iz katerih je nastala Zemlja.[41]

Kisikov absorpcijski spekter ima pika pri valovnih dolžinah 687 in 760 nm. Nekaj znanstvenikov je zato predlagalo, da bi se z merjenjem intenzivnosti sevanja gozdnih površin pri teh valovnih dolžinah na satelitih lahko ugotavljalo njihovo zdravstveno stanje.[42] Ideja temelji na dejstvu, da je pri teh valovnih dolžinah mogoče razlikovati odboj od mnogo šibkejše fluorescence. Meritve so tehnično težavne zaradi majhnega razmerja med signalom in šumom in fizične strukture vegetacije. S predlagano metodo bi se s satelitov morda lahko opazovalo tudi globalni ogljikov krog.

Biološka vloga kisika[uredi | uredi kodo]

Fotosinteza in dihanje[uredi | uredi kodo]

Glavna članka: Fotosinteza in Dihanje.
Poenostavljen prikaz fotosinteze, v kateri se z razcepljanjem vode sprošča O2, CO2 iz zraka pa se pretvarja v sladkor, ki je v resnici stranski produkt sinteze adenozin trifosfata (ATP) in nikotinamid adenin dinukleotid fosfata (NADPH)

V naravi nastaja kisik z razgradnjo vode s fotosintezo. Po nekaterih ocenah proizvedejo alge in cianobakterije približno 70 % kisika, drug del pa zelene rastline na kopnem.[43] Po drugih ocenah je delež morskih organizmov še večji, po tretjih pa manjši in znaša samo približno 45 %.[44]

Poenostavljena splošna kemijska enačba za fotosintezo je[45]

6 CO2 + 6 H2O + fotoni → C6H12O6 + 6 O2

ali enostavneje:

ogljikov dioksid + voda + sončna svetloba → glukoza + kisik

Fotolitsko nastajanje kisika poteka v tilakoidnih membranah fotosinteznih organizmov in porabi energijo štirih fotonov. Reakcija poteka v več korakih.[46] Nastali kisik se sprošča v ozračje.

Molekularni O2 je bistven za celično dihanje vseh aerobnih organizmov. Kisik se porablja v mitohondriju za sintezo adenozin trifosfata (ATP) z oksidativno fosforilacijo. Aerobno dihanje je nekakšna povratna reakcija fotosinteze in se v poenostavljeni obliki zapiše z enačbo:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + 2880 kJ•mol−1

V vretenčarjih prodira kisik v organizem skozi pljučne membrane v rdeče krvničke. V njih se veže na hemoglobin in spremeni njegovo barvo iz modrikasto rdeče v svetlo rdečo.[19] Istočasno se iz drugega dela hemoglobina odceplja ogljikov dioksid. Druge živali namesto hemoglobina uporabljajo hemocianin (mehkužci in nekateri členonožci) ali hemeritrin (pajki in raki).[37] V litru krvi se lahko veže 200 ml O2. [37]

Reaktivne kisikove spojine, na primer peroksidni ion (O2-) in vodikov peroksid (H2O2) so nevarni stranski produkti rabe kisika v organizmih.[37] Deli imunskega sistema višjih organizmov po drugi strani sami tvorijo perokside, perkisikove ione in singletni kisik za uničevanje invazivnih mikrobov. Reaktivne kisikove spojine igrajo pomembno vlogo tudi v hipersenzitivnem odzivu rastlin na napade patogenov.[46]

Odrasel človek vdihne 1,8 – 2,4 g kisika oziroma 6-8 L zraka na minuto.[47] Človeštvo porabi za dihanje več kot šest milijard ton kisika letno.

Vsebnost kisika v telesu[uredi | uredi kodo]

Parcialni tlaki kisika v človeškem telesu (PO2)
Enota Alveolarni tlak Arterialni kisik Venski kisik
kPa 14,2 11[48]-13[48] 4,0[48]-5,3[48]
mmHg 107 75[49]-100[49] 30[50]-40[50]

Parcialni tlak prostega kisika v telesih živih organizmov je najvišji v dihalih in po arterijah pada. Najnižji je v perifernih tkivih in venah.[51]

Vsebnost kisika v atmosferi[uredi | uredi kodo]

Vsebnost kisika v atmosferi:
1) atmosfera je brez kisika
2) atmosfera je še brez kisika; ves nastajajoči kisik se kopičiti v oceanih in kamninah na morskem dnu
3) kisik začne izparevati iz oceanov in se začne kopičiti na kopnem; nastajanje ozonskega plašča
4-5) ponori kisika so zapolnjeni in kisik se začne kopičiti v atmosferi

V Zemljini atmosferi ni bilo prostega kisika, dokler se niso, verjetno pred približno 3,5 milijarde let, razvile arheje in bakterije. Znatne količine prostega kisika so prvič nastale v paleoproterozoiku pred 3,0 do 2,3 milijarde let.[52] Naslednjo milijardo let se je ves nastajajoč kisik vezal z železom, raztopljenim v oceanih, in tvoril slojevite železove okside. Ko se je ta ponor kisika nasitil, je pred 3,0 do 2,7 milijarde let začel kisik izparevati iz oceanov in pred približno 1,7 milijarde let dosegel 10 % svoje sedanje količine.[52][53]

2,1 milijarde let stara slojevita tvorba železovih oksidov; blok je dolg 3 m, visok 2 m in tehta približno 8,5 t

Prisotnost velikih količin raztopljenega in prostega kisika v oceanih in atmosferi je med tako imenovano kisikovo katastrofo pred približno 2,4 milijarde let verjetno povzročila izumrtje večine anaerobnih organizmov. Celično dihanje, ki uporablja kisik, je omogočilo aerobnim organizmom, da proizvedejo mnogo več ATP kot anaerobni organizmi, kar je pripomoglo k njihovi kasnejši prevladi v Zemljini biosferi.[54] Celično dihanje kisika poteka v vseh evkariontih, vključno z vsemi kompleksnimi mnogoceličnimi organizmi kot so rastline in živali.

Od začetka kambrija pred 542 milijoni let je vsebnost kisika v atmosferi nihala od 15 do 30 volumskih %.[55] Proti koncu karbona pred približno 300 milijoni let je vsebnost kisika v ozračju dosegla svoj višek 35 vol %,[55] kar je morda pripomoglo k razvoju ogromnih žuželk in dvoživk.[56] Človeške dejavnosti, med katere spada tudi sežig 7 milijard ton fosilnih goriv letno, ima po mnenju nekaterih zelo majhen vpliv na vsebnost prostega kisika v ozračju.[12] Pri sedanji hitrosti fotosinteze se celotna količina kisika v ozračju obnovi v približno 2000 letih.[57]

Zgodovina[uredi | uredi kodo]

Prvi poskusi[uredi | uredi kodo]

Filonov poskus z gorečo svečo, ki je navdihnil kasnejše raziskave

Enega od prvih preskusov v zvezi z gorenjem in zrakom je v 2. stoletju pr. n. št. izvedel grški pisec in mehanik Filon iz Bizanca. V svojem delu Pneumatica je opisal poskus, v katerem je gorečo svečo pokril z navzdol obrnjeno steklenico in jo postavil v posodo z vodo. Med gorenjem sveče se je nekaj vode dvignilo v vrat steklenice.[58] Filon je napačno domneval, da se je del zraka pretvoril v klasični element ogenj in ušel skozi pore v steklu. Več stoletij kasneje je Leonardo da Vinci na podlagi Filonovega poskusa zaključil, da se med gorenjem in dihanjem porablja zrak.[59]

V poznem 17. stoletju je Robert Boyle dokazal, da je za gorenje potreben zrak. Angleški kemik John Mayow (1641-1679) je njegovo ugotovitev dodelal z dokazom, da je za gorenje potreben samo del zraka, ki ga je imenoval spiritus nitroaereus ali krajše nitroaereus.[60] V enem od poskusov je v posodo, poveznjeno v vodo, zaprl miš, v drugem pa prižgal svečo. Ugotovil je, da se voda v obeh poskusih dvigne in zasede 1/14 zračnega volumna zraka pred poskusom,[61] in zaključil, da se nitroaereus porablja tako pri dihanju kot pri gorenju.

Mayow je opazil tudi to, da se masa antimona med segrevanjem poveča in pravilno zaključil, da se pri tem spaja z nitroaereusom.[60] Domneval je tudi, da pljuča izločijo nitroaereus iz zraka in ga prenesejo v kri in da sta telesna toplota in gibanje mišic rezultat kemijske reakcije določenih snovi v telesu z nitroaereusom.[60] Rezultate poskusov in svoje zaključke in ideje je objavil leta 1668 v svojem delu Tractatus duo (Drugi traktat) v poglavju De respiratione (Dihanje).[61]

Flogistonska teorija[uredi | uredi kodo]

Glavni članek: Flogistonska teorija.
Nemški kemik in fizik Georg Ernst Stahl, ki je pomagal razviti in popularizirati flogistonsko teorijo

Robert Hooke, Ole Borch, Mihail Lomonosov in Pierre Bayen so v 17. in 18. stoletju med svojimi poskusi proizvedli kisik, vendar ga ni nobeden prepoznal kot kemijski element.[19] To je bilo verjetno posledica prevladujoče filozofije gorenja in korozije, imenovane flogistonska teorija, s katero so poskušali pojasniti oba procesa.

Flogistonsko teorijo je leta 1667 postavil nemški alkimst Johann Joachim Becher. Teorijo je do leta 1731 dodelal nemški kemik Georg Ernst Stahl.[62] Flogistonska teorija je trdila, da so vse gorljive snovi zgrajene iz dveh delov: prvi del, imenovan flogiston, se med gorenjem odcepi, drugi del, imenovan deflogistonirana snov, pa je prava oblika snovi ali calx (apno).[59] Zelo gorljive snovi, ki pustijo po gorenju malo ostanka, na primer les in oglje, naj bi bile sestavljene pretežno iz flogistona. Snovi, ki korodirajo, na primer železo, naj bi imele zelo malo flogistona. Zrak v flogistonski teoriji ni igral nobene vloge. Poskusov ni nihče niti poskusil kvantificirati in so temeljili samo na opažanju, da večina snovi med gorenjem postaja lažja in da se med procesom del snovi izgubi.[59] Dejstvo, da snovi, na primer les, pravzaprav povečajo svojo maso, je prikrila hlapnost plinskih produktov gorenja. Eden od prvih dokazov, da flogistonska teorija ne drži, so bile kovine, ki med rjavenjem postajajo težje, čeprav bi po flogistonski teoriji morale postati lažje.

Odkritje[uredi | uredi kodo]

Carl Wilhelm Scheele je odkril kisik pred Priestleyem, vendar je svoje odkritje objavil za njim
Antoine Lavoisier je ovrgel flogistonsko teorijo

Kisik je prvi odkril švedski farmacevt Carl Wilhelm Scheele okoli leta 1772 s segrevanjem živosrebrovega(II) oksida (HgO) in različnih nitratov.[5][59] Plin je poimenoval ognjeni plin, ker je bil edini plin, ki je pospeševal gorenje. Svoje odkritje je opisal v Razpravi o zraku in ognju, katero je leta 1775 v rokopisu poslal svojemu založniku. Rokopis je pri njem čakal na objavo vse do leta 1777.[63]

Medtem je britanski teolog in kemik Joseph Priestley 1. avgusta 1774 izvedel poskus, v katerem je usmeril sončno svetlobo na živosrebrov(II) oksid v stekleni cevki. Med poskusom se je sprostil plin, ki ga je poimenoval deflogistonirani zrak.[5] Opazil je, da v njem sveča gori bolj živahno in da je miš v njem bolj živahna in živi dlje. Ko je plin vdihnil, je zapisal: »Občutek v mojih pljučih ni bil občutno drugačen kot pri dihanju zraka, dihanje pa je bilo zatem nekaj časa občutno lažje in bolj mirno«.[19] Prestley je svoje odkritje objavil v članku z naslovom Poročilo o novih odkritjih v zraku, katerega je kasneje vključil v drugi zvezek svoje knjige Poskusi in opazovanja različnih vrst zraka.[59][64] Svoje odkritje je objavil pred Scheelejem, zato se pogosto njemu pripisuje odkritje kisika.

Slavni francoski kemik Antoine Laurent Lavoisier je kasneje trdil, da je tudi on neodvisno od njiju odkril kisik. Njegova trditev je sporna, ker je Priestley oktobra 1774 obiskal Lavoisiera in mu opisal svoj poskus, 30. septembra 1774 pa mu je svoje odkritje neznane snovi v pismu opisal tudi Scheele. Lavoisier ni nikoli priznal, da je pismo prejel, kopijo pisma pa so po Scheelejevi smrti našli v njegovi zapuščini.[63]

Lavoisierov prispevek[uredi | uredi kodo]

Lavoisierov nesporen prispevek k razvoju kemije, ki je bil v njegovem času sporen, je bila uvedba tehtanja v poskuse z gorenjem in prva prava razlaga, kako gorenje poteka.[5] Te in podobne poskuse je začel opravljati leta 1774, da bi ovrgel flogistonsko teorijo in dokazal, da je snov, ki sta jo odkrila Scheele in Priestley, kemijski element.

S poskusom je dokazal, da se med segrevanjem kositra in zraka v zaprti posodi njuna skupna masa ne spremeni. Opazil je tudi, da je potem, ko je posodo odprl, vanjo vdrl zrak, iz česar je sklepal, da se je del zaprtega zraka porabil. S tehtanjem je ugotovil, da se je masa kositra med poskusom povečala in da je bila razlika v masi enaka masi vdrlega zraka. Svoje poskuse z gorenjem je opisal v knjigi Sur la combustion en général (O gorenju na splošno), ki jo je objavil leta 1777.[5] S svojim delom je dokazal, da je zrak zmes dveh plinov: vitalnega zraka, ki je pomemben za gorenje in dihanje, in azota (iz grškega ἄζωτον [azoton] – brez življenja, ki ni pomemben niti za gorenje niti za dihanje. Azot so kasneje preimenovali v dušik, v nekaterih jezikih pa se je njegovo izvirno ime ohranilo.[5]

Lavoisier je leta 1777 vitalni zrak preimenoval v oxygène (iz grškega ὀξύς [oxys] – kisel, dobesedno oster zaradi takšnega okusa kislin, in -γενής (-genēs) – tvorec, dobesedno roditelj, ker je zmotno domneval, da je kisik prisoten v vseh kislinah.[8] Kemiki, predvsem Humphry Davy leta 1812, so kasneje ugotovili, da je bila Lavoisierova domneva napačna in da je osnovni element v vseh kislinah vodik. Za spremembo imena je bilo takrat že prepozno in ime se je obdržalo.

Spojine[uredi | uredi kodo]

Zaradi svoje elektronegativnosti tvori kisik vezi s skoraj vsemi elementi, razen z nekaterimi žlahtnimi plini. Najbolj poznan oksid je vodikov oksid ali voda (H2O), vendar pa kisik tvori tudi mnoge druge pomembne spojine. Z ogljikom tvori pomembne organske spojine, kot so ogljikov dioksid (CO2), alkoholi (R-OH), aldehidi (R-CHO), ketoni (R-CO-R), etri (R-O-R), estri (R-COO-R) in karboksilne kisline (R-COOH). Z dušikom tvori mnoge dušikove okside (NxOy), prav tako s kovinami (na primer železovi oksidi, med katere spada tudi Fe2O3 ali rja), poleg drugih spojin pa sta pomembni molekuli O2 in O3 (ozon).

Peroksidi so spojine, ki vsebujejo enojno vez kisik - kisik. Najbolj enostaven iz vrste peroksidov je vodikov peroksid (H2O2). Superoksid je anion O2. Ozonid je nestabilen, reaktiven poliatomarni anion O3-. Je derivat ozona ali pa organska spojina (običajno se tvorijo med ozonom in nenasičeno organsko spojino.

Sklici[uredi | uredi kodo]

  1. ^ WebElements: the periodic table on the web – Oxygen: electronegativities. WebElements.com. Pridobljeno 7. novembra 2011.
  2. ^ 2,0 2,1 Emsley 2001, str. 297.
  3. ^ NASA Research Indicates Oxygen on Earth 2.5 Billion Years ago. NASA. 27. september 2007. Pridobljeno 13. marca 2008.
  4. ^ C. Zimmer (3. oktober 2013). Earth's Oxygen: A Mystery Easy to Take for Granted. New York Times. Pridobljeno 3. oktobra 2013.
  5. ^ 5,0 5,1 5,2 5,3 5,4 5,5 5,6 5,7 5,8 Cook & Lauer 1968, str. 500.
  6. ^ 6,0 6,1 Oxygen. Los Alamos National Laboratory. Pridobljeno 16. decembra 2007.
  7. ^ Atomic oxygen erosion. Pridobljeno 8. avgusta 2009.
  8. ^ 8,0 8,1 8,2 8,3 G. D. Parks, J. W. Mellor (1939). Mellor's Modern Inorganic Chemistry (6. izdaja). London: Longmans, Green and Co.
  9. ^ Molecular Orbital Theory. Purdue University. Pridobljeno 28. januarja 2008.
  10. ^ L. Pauling (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals: an introduction to modern structural chemistry.3. izdaja. Ithaca, N.Y.: Cornell University Press. ISBN 0-8014-0333-2.
  11. ^ 11,0 11,1 H. Jakubowski. Chapter 8: Oxidation-Phosphorylation, the Chemistry of Di-Oxygen. Biochemistry Online. Saint John's University. Pridobljeno 28. januarja 2008.
  12. ^ 12,0 12,1 Emsley 2001, str. 303.
  13. ^ Demonstration of a bridge of liquid oxygen supported against its own weight between the poles of a powerful magnet. University of Wisconsin-Madison Chemistry Department Demonstration lab. Pridobljeno 15. decembra 2007.
  14. ^ A. Krieger-Liszkay (13. oktober 2004). Singlet oxygen production in photosynthesis. Journal of Experimental Botanics (Oxford Journals) 56 (411): 337–46. doi: 10.1093/jxb/erh237. PMID 15310815.
  15. ^ R.M. Harrison (1990). Pollution: Causes, Effects & Control. 2. izdaja. Cambridge: Royal Society of Chemistry. ISBN 0-85186-283-7.
  16. ^ P. Wentworth, J.E. McDunn, A.D. Wentworth, C. Takeuchi, J. Nieva, T. Jones, C. Bautista, J.M. Ruedi in drugi (13. december 2002). Evidence for Antibody-Catalyzed Ozone Formation in Bacterial Killing and Inflammation. Science 298 (5601): 2195–219. Bibcode: 2002Sci...298.2195W. doi: 10.1126/science.1077642. PMID 12434011.
  17. ^ O. Hirayama, K. Nakamura, S. Hamada, Y. Kobayasi (1994). Singlet oxygen quenching ability of naturally occurring carotenoids. Lipids (Springer) 29 (2): 149–50. doi: 10.1007/BF02537155. PMID 8152349.
  18. ^ C. Chieh. Bond Lengths and Energies. University of Waterloo. Pridobljeno 16. decembra 2007.
  19. ^ 19,0 19,1 19,2 19,3 19,4 A. Stwertka (1998). Guide to the Elements (dopolnjena izdaja). Oxford University Press. str. 48–49. ISBN 0-19-508083-1.
  20. ^ 20,0 20,1 F. Cacace, G. de Petris, A. Troiani (2001). Experimental Detection of Tetraoxygen. Angewandte Chemie International Edition 40 (21): 4062–65. doi:10.1002/1521-3773(20011105)40:21<4062::AID-ANIE4062>3.0.CO;2-X. PMID 12404493.
  21. ^ 21,0 21,1 Ball, Philip (16. september 2001). "New form of oxygen found". Nature News. doi:10.1038/news011122-3. Pridobljeno dne 9. januarja 2008. 
  22. ^ L.F. Lundegaard, G. Weck, M.I. McMahon, S. Desgreniers, P. Loubeyre (2006). Observation of an O8 molecular lattice in the phase of solid oxygen. Nature 443 (7108): 201–04. Bibcode: 2006Natur.443..201L. doi: 10.1038/nature05174. PMID 16971946.
  23. ^ S. Desgreniers, Y.K. Vohra, A.L. Ruoff (1990). Optical response of very high density solid oxygen to 132 GPa. J. Phys. Chem. 94 (3): 1117–22. doi: 10.1021/j100366a020.
  24. ^ K. Shimizu, K. Suhara, M. Ikumo, M.I. Eremets, K. Amaya (1998). Superconductivity in oxygen. Nature 393 (6687): 767–69. Bibcode: 1998Natur.393..767S. doi: 10.1038/31656.
  25. ^ Emsley 2001, str. 299.
  26. ^ Air solubility in water. The Engineering Toolbox. Pridobljeno 21. decembra 2007.
  27. ^ D.H. Evans, J.B. Claiborne (2006). The Physiology of Fishes. CRC Press. str. 88. ISBN 0-8493-2022-4.
  28. ^ D.R. Lide (2003). Section 4: Properties of the Elements and Inorganic Compounds; Melting, boiling, and critical temperatures of the elements. CRC Handbook of Chemistry and Physics (84. izdaja). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 0-8493-0595-0.
  29. ^ Overview of Cryogenic Air Separation and Liquefier Systems. Universal Industrial Gases, Inc. Pridobljeno 15. decembra 2007.
  30. ^ Liquid Oxygen Material Safety Data Sheet (PDF). Matheson Tri Gas. Pridobljeno 15. decembra 2007.
  31. ^ 31,0 31,1 31,2 31,3 Oxygen Nuclides/Isotopes. EnvironmentalChemistry.com. Pridobljeno 17. Decembra 2007.
  32. ^ 32,0 32,1 32,2 B.S. Meyer (19.-21. september 2005). Nucleosynthesis and Galactic Chemical Evolution of the Isotopes of Oxygen (PDF). Proceedings of the NASA Cosmochemistry Program and the Lunar and Planetary Institute. Workgroup on Oxygen in the Earliest Solar System. Gatlinburg, Tennessee. 9022. Pridobljeno 22. januarja 2007.
  33. ^ NUDAT 13O. Pridobljeno 6. julija 2009.
  34. ^ NUDAT 14O. Pridobljeno 6. julija 2009.
  35. ^ NUDAT 15O. Pridobljeno 6. julija 2009.
  36. ^ K. Croswell (februar 1996). Alchemy of the Heavens. Anchor. ISBN 0-385-47214-5.
  37. ^ 37,0 37,1 37,2 37,3 Emsley 2001, str. 298.
  38. ^ H.W. Harvey (1955). The Chemistry and Fertility of Sea Waters.
  39. ^ Emsley 2001, str. 301.
  40. ^ 40,0 40,1 Emsley 2001, str. 304.
  41. ^ E. Hand (13. marec 2008). The Solar System's first breath. Nature 452 (7185): 259. Bibcode: 2008Natur.452..259H. doi: 10.1038/452259a .PMID 18354437. Pridobljeno 18. marca 2009.
  42. ^ J.R. Miller, M. Berger, L. Alonso, Z. Cerovic, Y. Goulas, S. Jacquemoud, J. Louis, G. Mohammed, I. Moya, R. Pedros, J.F. Moreno, W. Verhoef, P.J. Zarco-Tejada. Progress on the development of an integrated canopy fluorescence model. Geoscience and Remote Sensing Symposium, 2003. IGARSS '03. Proceedings. 2003 IEEE International. Pridobljeno 22. januarja 2008.
  43. ^ W. Fenical (september 1983). Marine Plants: A Unique and Unexplored Resource. Plants: the potentials for extracting protein, medicines, and other useful chemicals (workshop proceedings). DIANE Publishing. str. 147. ISBN 1-4289-2397-7.
  44. ^ J.C.G. Walker (1980). The oxygen cycle in the natural environment and the biogeochemical cycles. Berlin: Springer-Verlag.
  45. ^ T.L. Brown, B. LeMay (2003). Chemistry: The Central Science. Prentice Hall/Pearson Education. str. 958. ISBN 0-13-048450-4.
  46. ^ 46,0 46,1 Raven 2005, str. 115–127.
  47. ^ For humans, the normal volume is 6–8 liters per minute.
  48. ^ 48,0 48,1 48,2 48,3 Izračunano iz vrednosti 1 mm Hg = 0,133322 kPa
  49. ^ 49,0 49,1 Normal Reference Range Table. The University of Texas Southwestern Medical Center at Dallas.
  50. ^ 50,0 50,1 The Medical Education Division of the Brookside Associates. Pridobljeno 6. decembra 2009.
  51. ^ C. Henrickson (2005). Chemistry. Cliffs Notes. ISBN 0-7645-7419-1.
  52. ^ 52,0 52,1 S.A. Crowe, S. L. N. Døssing, N. J. Beukes, M. Bau, S.J. Kruger, R. Frei, D.E. Canfield (2013). Atmospheric oxygenation three billion years ago. Nature 501 (7468): 535–538. doi: 10.1038/nature12426. PMID 24067713.
  53. ^ N.A. Campbell, J.B. Reece (2005). Biology. 7. Izdaja. San Francisco: Pearson – Benjamin Cummings. str. 522–523. ISBN 0-8053-7171-0.
  54. ^ S. Freeman (2005). Biological Science, 2. izdaja. Upper Saddle River, NJ: Pearson – Prentice Hall. str. 214, 586. ISBN 0-13-140941-7.
  55. ^ 55,0 55,1 R.A. Berner (1999). Atmospheric oxygen over Phanerozoic time. Proceedings of the National Academy of Sciences of the USA 96 (20): 10955–57. Bibcode: 1999PNAS...9610955B. doi: 10.1073/pnas.96.20.10955. PMC 34224. PMID 10500106.
  56. ^ N.J. Butterfield (2009). Oxygen, animals and oceanic ventilation: An alternative view. Geobiology 7 (1): 1–7. doi: 10.1111/j.1472-4669.2009.00188.x. PMID 19200141.
  57. ^ M. Dole (1965). The Natural History of Oxygen (PDF). The Journal of General Physiology 49 (1): 5–27. doi: 10.1085/jgp.49.1.5. PMC 2195461. PMID 5859927. Pridobljeno 16. decembra 2007.
  58. ^ J. Jastrow (1936). Story of Human Error. Ayer Publishing. Str. 171 ISBN 0-8369-0568-7.
  59. ^ 59,0 59,1 59,2 59,3 59,4 Cook & Lauer 1968, str. 499.
  60. ^ 60,0 60,1 60,2 Britannica contributors (1911). John Mayow. Encyclopaedia Britannica. 11. Izdaja. Pridobljeno 16. decembra 2007.
  61. ^ 61,0 61,1 World of Chemistry contributors (2005). John Mayow. World of Chemistry. Thomson Gale. ISBN 0-669-32727-1. Pridobljeno 16. decembra 2007.
  62. ^ R. Morris (2003). The last sorcerers: The path from alchemy to the periodic table. Washington, D.C.: Joseph Henry Press. ISBN 0-309-08905-0.
  63. ^ 63,0 63,1 Emsey, str. 300
  64. ^ J. Priestley (1775). An Account of Further Discoveries in Air. Philosophical Transactions 65: 384–94. doi: 10.1098/rstl.1775.0039.

Viri[uredi | uredi kodo]

  • Cook, Gerhard A.; Lauer, Carol M. (1968). "Oxygen". V: Hampel, Clifford A. The Encyclopedia of the Chemical Elements. New York: Reinhold Book Corporation. str. 499–512. LCCN 68-29938. 
  • Emsley, John (2001). "Oxygen". Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford: Oxford University Press. str. 297–304. ISBN 0-19-850340-7. 

Glej tudi[uredi | uredi kodo]

Zunanje povezave[uredi | uredi kodo]

  • Več gradiva o temi kisik v Wikimedijini zbirki