zdravo Moje članke na blogu Tutoronline.ru ste že prebrali. Danes vam bom povedal o kisiku in kako ga pridobiti. Naj vas spomnim, da če imate vprašanja zame, jih lahko napišete v komentarjih k članku. Če potrebujete pomoč pri kemiji, se prijavite na moje ure na urniku. Z veseljem vam bom pomagal.

Kisik je v naravi razporejen v obliki izotopov 16 O, 17 O, 18 O, ki imajo na Zemlji naslednje odstotke - 99,76 %, 0,048 %, 0,192 % oz.

V prostem stanju se kisik nahaja v obliki treh alotropske modifikacije : atomski kisik - O o, dikisik - O 2 in ozon - O 3. Poleg tega je atomski kisik mogoče dobiti na naslednji način:

KClO 3 = KCl + 3O 0

KNO 3 = KNO 2 + O 0

Kisik je sestavni del več kot 1400 različnih mineralov in organskih snovi, njegova vsebnost v ozračju znaša 21 vol. In človeško telo vsebuje do 65% kisika. Kisik je plin brez barve in vonja, slabo topen v vodi (3 volumske količine kisika se raztopijo v 100 volumskih delih vode pri 20 o C).

V laboratoriju se kisik pridobiva z zmernim segrevanjem nekaterih snovi:

1) Pri razgradnji manganovih spojin (+7) in (+4):

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
permanganat manganat
kalijev kalij

2MnO 2 → 2MnO + O 2

2) Pri razgradnji perkloratov:

2KClO 4 → KClO 2 + KCl + 3O 2
perklorat
kalij

3) Med razgradnjo bertholletove soli (kalijev klorat).
V tem primeru nastane atomski kisik:

2KClO 3 → 2 KCl + 6O 0
klorat
kalij

4) Med razgradnjo soli hipoklorove kisline na svetlobi- hipokloriti:

2NaClO → 2NaCl + O 2

Ca(ClO) 2 → CaCl 2 + O 2

5) Pri segrevanju nitratov.
V tem primeru nastane atomski kisik. Glede na položaj kovinskega nitrata v nizu aktivnosti nastanejo različni reakcijski produkti:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2

Ca(NO 3) 2 → CaO + 2NO 2 + O 2

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2

6) Med razgradnjo peroksidov:

2H 2 O 2 ↔ 2H 2 O + O 2

7) Pri segrevanju oksidov neaktivnih kovin:

2Аg 2 O ↔ 4Аg + O 2

Ta postopek je pomemben v vsakdanjem življenju. Dejstvo je, da posode iz bakra ali srebra, ki imajo naravno plast oksidnega filma, pri segrevanju tvorijo aktivni kisik, kar ima antibakterijski učinek. Raztapljanje soli neaktivnih kovin, zlasti nitratov, vodi tudi do tvorbe kisika. Na primer, celoten postopek raztapljanja srebrovega nitrata je mogoče predstaviti v stopnjah:

AgNO 3 + H 2 O → AgOH + HNO 3

2AgOH → Ag 2 O + O 2

2Ag 2 O → 4Ag + O 2

ali v povzetku:

4AgNO 3 + 2H 2 O → 4Ag + 4HNO 3 + 7O 2

8) Pri segrevanju kromovih soli najvišja stopnja oksidacija:

4K 2 Cr 2 O 7 → 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3 O 2
dikromat kromat
kalijev kalij

V industriji se kisik pridobiva:

1) Elektrolitska razgradnja vode:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2) Interakcija ogljikovega dioksida s peroksidi:

CO 2 + K 2 O 2 → K 2 CO 3 + O 2

Ta metoda je nepogrešljiva tehnična rešitev problema dihanja v izoliranih sistemih: podmornice, rudniki, vesoljska plovila.

3) Ko ozon medsebojno deluje z reducenti:

O 3 + 2KJ + H 2 O → J 2 + 2KOH + O 2

Posebno pomembna je proizvodnja kisika med procesom fotosinteze. ki se pojavljajo v rastlinah. Vse življenje na Zemlji je v osnovi odvisno od tega procesa. Fotosinteza je kompleksen večstopenjski proces. Svetloba mu daje začetek. Sama fotosinteza je sestavljena iz dveh faz: svetle in temne. IN svetlobna faza klorofilni pigment, ki ga vsebujejo rastlinski listi, tvori tako imenovani "svetlobno absorbcijski" kompleks, ki jemlje elektrone iz vode in jo s tem razcepi na vodikove ione in kisik:

2H 2 O = 4e + 4H + O 2

Akumulirani protoni prispevajo k sintezi ATP:

ADP + P = ATP

Med temno fazo se ogljikov dioksid in voda pretvorita v glukozo. In kisik se sprošča kot stranski produkt:

6CO 2 + 6H 2 O = C 6 H 12 O 6 + O 2

spletne strani, pri kopiranju materiala v celoti ali delno je obvezna povezava do vira.

Danes je vprašanje ekologije v ospredju. Toda zdrava ekologija je nemogoča brez kisika. Prav ta je glavni gradnik za ohranjanje življenja na planetu. Poleg tega je kisik pogosto vpleten v številne kemične reakcije. Pa si poglejmo kako dobiti kisik v kemijskem laboratoriju.

Za pridobitev kisika epruveto iz ognjevarnega stekla utrdimo na stojalo in vanjo dodamo 5 g praška (kalijevega nitrata KNO 3 ali natrijevega nitrata NaNO 3). Pod epruveto postavimo skodelico iz ognjevarnega materiala, napolnjeno s peskom, saj se pri tem poskusu vroča masa pogosto stopi in izteče. Zato bomo pri ogrevanju držali gorilnik ob strani. Ko solitro močno segrejemo, se bo ta stopila in iz nje se bo sprostil kisik (to bomo zaznali s pomočjo tlečega drobca - vžge se v epruveti). V tem primeru se bo kalijev nitrat spremenil v nitrit KNO 2. Nato uporabite klešče za lonček ali pinceto, da vržete košček odrezkov v talino (nikoli ne držite obraza nad epruveto). Žveplo se bo vžgalo in zagorelo ter se sproščalo velika količina toplota. Poskus je treba izvesti z odprta okna(zaradi nastalih žveplovih oksidov).

Postopek poteka na naslednji način (segrevanje):

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Kisik lahko pridobivamo tudi z drugimi metodami. Kalijev permanganat KMnO 4 pri segrevanju odda kisik in se pretvori v manganov oksid (4):

2KMnO 4 → MnO 2 + K 2 MnO 4 + O 2.

Iz 10 g kalijevega permanganata lahko dobite približno liter kisika, kar pomeni, da sta dva grama dovolj, da napolnite pet epruvet normalne velikosti s kisikom.

V ognjevzdržni epruveti segrejemo določeno količino kalijevega permanganata in s pnevmatsko kopeljo ujamemo sproščeni kisik v epruvete. Ko kristali počijo, se uničijo in pogosto se skupaj s plinom ujame določena količina prašnega permanganata. V tem primeru bosta voda v pnevmatski kopeli in odvodni cevi rdeča.

Kisik lahko dobimo v velikih količinah tudi iz vodikovega peroksida (peroksida) H 2 O 2 . Vodikov peroksid ni zelo stabilen. Že ko stoji na zraku se razgradi v kisik in:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Kisik dobimo veliko hitreje, če peroksidu dodamo malo manganovega dioksida MnO 2, aktivno oglje, kovinski prah, kri (koagulirano ali svežo) in slino. Te snovi delujejo kot katalizatorji.

To lahko preverimo, če v majhno epruveto damo približno 1 ml vodikovega peroksida z eno od naštetih snovi in ​​s splinter testom ugotovimo prisotnost sproščenega kisika. Če 5 ml triodstotne raztopine vodikovega peroksida v čaši dodamo enako količino živalske krvi, se zmes močno speni, pena se strdi in nabrekne zaradi sproščanja kisikovih mehurčkov.

Katalizatorji povečajo hitrost reakcije kemični proces hkrati pa se sami ne porabijo. Končno zmanjšajo aktivacijsko energijo, potrebno za sprožitev reakcije. Obstajajo pa tudi snovi, ki delujejo nasprotno. Imenujemo jih negativni katalizatorji oz zaviralci. Na primer, fosforna kislina preprečuje razgradnjo vodikovega peroksida. Zato je komercialna raztopina vodikovega peroksida običajno stabilizirana s fosforno ali sečno kislino. V živi naravi tako imenovani biokatalizatorji (encimi, hormoni) sodelujejo pri številnih procesih.

kisik O ima atomsko številko 8, ki se nahaja v glavni podskupini (podskupina a) VI skupini, v drugi tretjini. V atomih kisika se valenčni elektroni nahajajo na 2 raven energije, ki ima samo s- In str-orbitale. To izključuje možnost prehoda atomov O v vzbujeno stanje, zato ima kisik v vseh spojinah konstantno valenco, enako II. Zaradi visoke elektronegativnosti so atomi kisika v spojinah vedno negativno nabiti (c.d. = -2 ali -1). Izjema so fluoridi OF 2 in O 2 F 2 .

Za kisik so znana oksidacijska stanja -2, -1, +1, +2

Splošne značilnosti elementa

Kisik je najpogostejši element na Zemlji, saj predstavlja malo manj kot polovico, 49 % celotne mase zemeljska skorja. Naravni kisik je sestavljen iz 3 stabilnih izotopov 16 O, 17 O in 18 O (prevladuje 16 O). Kisik je del atmosfere (20,9 vol. %, 23,2 mas. %), v sestavi vode in več kot 1400 mineralov: kremena, silikatov in alumosilikatov, marmorjev, bazaltov, hematita in drugih mineralov ter kamnin. Kisik predstavlja 50-85% mase tkiv rastlin in živali, saj ga vsebujejo beljakovine, maščobe in ogljikovi hidrati, ki sestavljajo žive organizme. Vloga kisika za dihanje in oksidacijske procese je dobro znana.

Kisik je razmeroma malo topen v vodi – 5 volumnov v 100 volumnih vode. Če pa bi ves kisik, raztopljen v vodi, prešel v ozračje, bi zasedel ogromno prostornino - 10 milijonov km 3 (n.s.). To je enako približno 1 % vsega kisika v ozračju. Nastanek kisikove atmosfere na zemlji je posledica procesov fotosinteze.

Odkrila sta ga Šved K. Scheele (1771 – 1772) in Anglež J. Priestley (1774). Prvi je uporabil segrevanje nitrata, drugi - živosrebrovega oksida (+2). Ime je dal A. Lavoisier (»oksigenij« - »rodjenje kislin«).

V prosti obliki obstaja v dveh alotropskih modifikacijah - "navaden" kisik O 2 in ozon O 3 .

Zgradba molekule ozona

3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
Ozon v stratosferi tvori tanko plast, ki absorbira večino biološko škodljivih snovi ultravijolično sevanje.
Med shranjevanjem se ozon spontano spremeni v kisik. Kemično je kisik O2 manj aktiven kot ozon. Elektronegativnost kisika je 3,5.

Fizikalne lastnosti kisika

O 2 – plin brez barve, vonja in okusa, tal. –218,7 °C, vrel. –182,96 °C, paramagnetno.

Tekočina O 2 modra, trdna – modra. O 2 je topen v vodi (bolje kot dušik in vodik).

Pridobivanje kisika

1. Industrijska metoda - destilacija tekočega zraka in elektroliza vode:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2. V laboratoriju dobimo kisik:
1. Elektroliza alkalnih vodnih raztopin ali vodnih raztopin soli, ki vsebujejo kisik (Na 2 SO 4 itd.)

2. Toplotna razgradnja kalijevega permanganata KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Bertoletova sol KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (MnO 2 katalizator)

Manganov oksid (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Barijev peroksid BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Razgradnja vodikovega peroksida:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (MnO 2 katalizator)

4. Razgradnja nitratov:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Vklopljeno vesoljske ladje in podmornice se kisik pridobiva iz mešanice K 2 O 2 in K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH + 3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Skupaj:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 2

Če uporabimo K 2 O 2, je celotna reakcija videti takole:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Če zmešate K 2 O 2 in K 2 O 4 v enakih molskih (tj. ekvimolarnih) količinah, se bo en mol O 2 sprostil na 1 mol absorbiranega CO 2.

Kemijske lastnosti kisika

Kisik podpira gorenje. Zgorevanje - b hiter proces oksidacije snovi, ki ga spremlja sproščanje velike količine toplote in svetlobe. Če želite dokazati, da steklenica vsebuje kisik in ne kakšen drug plin, morate v steklenico spustiti tleč drobec. V kisiku tleči drobec močno utripa. Gorenje različnih snovi v zraku je redoks proces, pri katerem je kisik oksidant. Oksidanti so snovi, ki "jemljejo" elektrone redukcijskim snovem. dobro oksidativne lastnosti kisik je mogoče enostavno razložiti s strukturo njegove zunanje elektronske lupine.

Valenčna lupina kisika se nahaja na 2. ravni - relativno blizu jedra. Zato jedro močno pritegne k sebi elektrone. Na valenčni lupini kisika 2s 2 2p 4 obstaja 6 elektronov. Posledično v oktetu manjkata dva elektrona, ki ju kisik nagiba k sprejemanju iz elektronskih lupin drugih elementov in z njimi reagira kot oksidant.

Kisik ima drugo (za fluorom) elektronegativnost na Paulingovi lestvici. Zato ima kisik v veliki večini svojih spojin z drugimi elementi negativno stopnja oksidacije. Edini močnejši oksidant od kisika je njegov sosed v periodi, fluor. Zato so spojine kisika s fluorom edine, kjer ima kisik pozitivno oksidacijsko stopnjo.

Torej je kisik drugi najmočnejši oksidant med vsemi elementi periodnega sistema. S tem je povezana večina njegovih najpomembnejših kemijskih lastnosti.
Vsi elementi reagirajo s kisikom razen Au, Pt, He, Ne in Ar; pri vseh reakcijah (razen pri interakciji s fluorom) je kisik oksidant.

Kisik zlahka reagira z alkalijskimi in zemeljskoalkalijskimi kovinami:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Fin železov prah (t.i. piroforno železo) se spontano vname na zraku in tvori Fe 2 O 3, jeklena žica pa gori v kisiku, če je predhodno segreta:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

Kisik pri segrevanju reagira z nekovinami (žveplo, grafit, vodik, fosfor itd.):

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2 itd.

Skoraj vse reakcije, ki vključujejo kisik O2, so eksotermne, z redkimi izjemami, na primer:

N2+O2 → 2NO–Q

Ta reakcija poteka pri temperaturah nad 1200 o C ali pri električni razelektritvi.

Kisik lahko oksidira kompleksne snovi, na primer:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (presežek kisika),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (pomanjkanje kisika),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (brez katalizatorja),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (v prisotnosti Pt katalizatorja),

CH 4 (metan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (pirit) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Znane so spojine, ki vsebujejo dioksigenilni kation O 2 +, na primer O 2 + - (uspešna sinteza te spojine je spodbudila N. Bartletta, da je poskušal pridobiti spojine inertnih plinov).

Ozon

Ozon je kemično aktivnejši od kisika O2. Tako ozon oksidira ione jodida - I - v raztopini Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Ozon je zelo toksičen, njegove strupene lastnosti so močnejše kot na primer vodikov sulfid. Vendar pa je v naravi ozon, ki ga vsebuje visoke plasti atmosfera, deluje kot zaščitnik vsega življenja na Zemlji pred uničujočim ultravijoličnim sevanjem sonca. Tanka ozonska plast absorbira to sevanje in ne doseže Zemljine površine. Debelina in obseg te plasti skozi čas močno nihata (tako imenovana ozonska luknja), vzroki za taka nihanja pa še niso pojasnjeni.

Uporaba kisika O 2: za intenziviranje procesov pridobivanja litega železa in jekla, pri taljenju barvnih kovin, kot oksidant v raznih kemičnih industrijah, za vzdrževanje življenja na podmornicah, kot oksidant za raketno gorivo (tekoči kisik), v medicini, kot oksidant v različnih kemičnih industrijah. pri varjenju in rezanju kovin.

Uporaba ozona O 3: za dezinfekcijo pitne vode, odpadne vode, zrak, za beljenje tkanin.

Štirje "halkogeni" elementi (tj. "rodilci bakra") vodijo glavno podskupino skupine VI (v skladu z nova klasifikacija- 16. skupina) periodnega sistema. Sem spada poleg žvepla, telura in selena tudi kisik. Oglejmo si podrobneje lastnosti tega elementa, najpogostejšega na Zemlji, pa tudi uporabo in proizvodnjo kisika.

Razširjenost elementa

V vezani obliki vstopi kisik kemična sestava voda - njegova odstotek predstavlja približno 89%, kot tudi v sestavi celic vseh živih bitij - rastlin in živali.

V zraku je kisik v prostem stanju v obliki O2, ki zavzema petino njegove sestave, in v obliki ozona - O3.

Fizikalne lastnosti

Kisik O2 je plin brez barve, okusa in vonja. Rahlo topen v vodi. Vrelišče je 183 stopinj pod ničlo Celzija. V tekoči obliki je kisik modre barve, v trdni obliki pa tvori modre kristale. Tališče kristalov kisika je 218,7 stopinje pod ničlo Celzija.

Kemijske lastnosti

Pri segrevanju ta element reagira s številnimi preprostimi snovmi, tako kovinami kot nekovinami, pri čemer tvori tako imenovane okside - spojine elementov s kisikom. v katero vstopajo elementi s kisikom, se imenuje oksidacija.

na primer

4Na + O2= 2Na2O

2. Z razgradnjo vodikovega peroksida pri segrevanju v prisotnosti manganovega oksida, ki deluje kot katalizator.

3. Z razgradnjo kalijevega permanganata.

Kisik se v industriji proizvaja na naslednje načine:

1. Za tehnične namene se kisik pridobiva iz zraka, v katerem je njegova običajna vsebnost približno 20%, tj. peti del. Za to se zrak najprej sežge, pri čemer nastane mešanica, ki vsebuje približno 54 % tekočega kisika, 44 % tekočega dušika in 2 % tekočega argona. Ti plini se nato ločijo s postopkom destilacije z uporabo relativno majhnega razpona med vreliščem tekočega kisika in tekočega dušika - minus 183 oziroma minus 198,5 stopinj. Izkazalo se je, da dušik izhlapi prej kot kisik.

Sodobna oprema zagotavlja proizvodnjo kisika katere koli stopnje čistosti. Dušik, ki ga pridobivamo z ločevanjem tekočega zraka, se uporablja kot surovina pri sintezi njegovih derivatov.

2. Proizvaja tudi zelo čist kisik. Ta metoda je postala razširjena v državah z bogatimi viri in poceni elektriko.

Uporaba kisika

Kisik je najpomembnejši element v življenju celotnega našega planeta. Ta plin, ki je v ozračju, pri tem porabijo živali in ljudje.

Pridobivanje kisika je zelo pomembno za področja človekove dejavnosti, kot so medicina, varjenje in rezanje kovin, peskanje, letalstvo (za človeško dihanje in delovanje motorjev) in metalurgija.

V teku gospodarska dejavnostčloveški kisik se porabi v velikih količinah - na primer pri gorenju različne vrste goriva: zemeljski plin, metan, premog, les. Pri vseh teh procesih nastaja. Hkrati je narava poskrbela za proces naravne vezave te spojine s pomočjo fotosinteze, ki poteka v zelenih rastlinah pod vplivom. sončna svetloba. Kot rezultat tega procesa nastane glukoza, ki jo nato rastlina uporabi za gradnjo svojih tkiv.

Kisik se je v zemeljskem ozračju pojavil s pojavom zelenih rastlin in fotosintetskih bakterij. Zahvaljujoč kisiku aerobni organizmi izvajajo dihanje ali oksidacijo. Pomembno je pridobivanje kisika v industriji - uporablja se v metalurgiji, medicini, letalstvu, narodnem gospodarstvu in drugih panogah.

Lastnosti

Kisik je osmi element periodnega sistema. Je plin, ki podpira gorenje in oksidira snovi.

riž. 1. Kisik v periodnem sistemu.

Kisik je bil uradno odkrit leta 1774. Angleški kemik Joseph Priestley je element izoliral iz živosrebrovega oksida:

2HgO → 2Hg + O 2 .

Vendar Priestley ni vedel, da je kisik del zraka. Lastnosti in prisotnost kisika v ozračju je pozneje določil Priestleyjev kolega, francoski kemik Antoine Lavoisier.

Splošne značilnosti kisika:

• brezbarven plin;
• nima vonja ali okusa;
• težji od zraka;
• molekula je sestavljena iz dveh atomov kisika (O 2);
• v tekočem stanju ima bledo modro barvo;
• slabo topen v vodi;
• je močan oksidant.

riž. 2. Tekoči kisik.

Prisotnost kisika lahko enostavno preverimo tako, da spustimo tleč drobec v posodo s plinom. V prisotnosti kisika se bakla vname.

Kako ga dobiš?

Znanih je več metod za pridobivanje kisika iz razne povezave v industrijskih in laboratorijskih pogojih. V industriji kisik pridobivajo iz zraka tako, da ga utekočinijo pod pritiskom in pri temperaturi -183°C. Tekoči zrak je izpostavljen izhlapevanju, tj. postopoma segrejejo. Pri -196°C začne dušik izhlapevati, kisik pa ostane tekoč.

V laboratoriju se kisik tvori iz soli, vodikovega peroksida in kot posledica elektrolize. Pri segrevanju pride do razgradnje soli. Na primer, kalijev klorat ali bertolitno sol segrejemo na 500 °C, kalijev permanganat ali kalijev permanganat pa na 240 °C:

• 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2;
• 2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

riž. 3. Segrevanje bertholletove soli.

Kisik lahko dobite tudi s segrevanjem nitrata ali kalijevega nitrata:

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 .

Pri razgradnji vodikovega peroksida se kot katalizator uporablja manganov (IV) oksid - MnO 2, ogljik ali železov prah. Splošna enačba izgleda takole:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2.

Raztopina natrijevega hidroksida je podvržena elektrolizi. Posledično nastaneta voda in kisik:

4NaOH → (elektroliza) 4Na + 2H 2 O + O 2 .

Kisik se iz vode izolira tudi z elektrolizo, pri čemer se razgradi na vodik in kisik:

2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Na jedrskih podmornicah so kisik pridobivali iz natrijevega peroksida - 2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2. Metoda je zanimiva v tem, da se skupaj s sproščanjem kisika absorbira ogljikov dioksid.

Kako uporabljati

Zbiranje in prepoznavanje je potrebno za sproščanje čistega kisika, ki se v industriji uporablja za oksidacijo snovi, pa tudi za vzdrževanje dihanja v prostoru, pod vodo in v zakajenih prostorih (kisik je potreben za gasilce). V medicini jeklenke s kisikom pomagajo pri dihanju bolnikom s težavami pri dihanju. Kisik se uporablja tudi za zdravljenje bolezni dihal.

Kisik se uporablja za zgorevanje goriv - premoga, nafte, zemeljskega plina. Kisik se pogosto uporablja v metalurgiji in strojništvu, na primer za taljenje, rezanje in varjenje kovin.

Povprečna ocena: 4.9. Skupaj prejetih ocen: 177.