Кислород. Его свойства и применение

скачать (381.5 kb.)

  1   2
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ.

СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА № 34.
Р Е Ф Е Р А Т.
«Кислород. Его свойства и применение»

ВЫПОЛНИЛА: уч-ца 9класса «А»


Васильева Н.
УЧИТЕЛЬ: Майтама Э. А.

г. Хабаровск

2003г.

План.
I. Введение
II. Характеристика элементов VI подгруппы
III. История открытия кислорода
IV. Биологическая роль кислорода
V. Физические и химические свойства кислорода
VI. Получение кислорода
VII. Применение кислорода
VIII. Озоновый слой над Землей
IX. Заключение
X. Литература

I. Введение.
Если посмотреть на таблицу периодической системы Д.И. Менделеева и взглянуть на группу VI, то можно увидеть, что в ней находятся элементы, атомы которых имеют 6 валентных электронов и высшая степень окисления их в соединениях +6. VI группа разделена на две подгруппы – главную и побочную. В главную входят элементы малых и больших периодов: O (кислород), S (сера), Se (селен), Te (теллур), Po (полоний); в побочную – элементы только больших периодов: Cr (хром), Mo (молибден), W (вольфрам). Подобное распределение свидетельствует о том, что внутри даже одной группы есть элементы, более близкие по своим свойствам друг другу и менее сходные.

Действительно, в главной подгруппе имеются элементы, имеющие в основном неметаллический характер. Сильнее всего эти свойства проявляются у кислорода и серы. Селен и теллур занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. По химическим свойствам они стоят ближе к неметаллам. У полония, наиболее тяжелого элемента подгруппы, радиоактивного и сравнительно коротко живущего, металлический характер выражен более ярко, но по отдельным свойствам он близок теллуру. В соответствии с этим при переходе от кислорода к полонию наблюдается большое разнообразие в структурных типах кристаллических решеток, как у простых веществ, так и у их соединений.

Кислород, серу, селен и теллур объединяют в группу «халькогенов», что в переводе греческого означает «порождающие руды». Эти элементы входят в состав многих руд. Так, большинство металлов в природе находится в связанном состоянии в виде сульфидов, оксидов, селенидов и т.д. Например, важнейшими рудами железа и меди являются красный железняк Fe2O3 , магнитный железняк Fe3O4, пирит FeS2, красная магнитная руда Cu2O, медный блеск Cu2S. В составе всех приведенных руд содержатся элементы VI группы.

Побочную подгруппу составляют металлы: хром, молибден и вольфрам. По большинству физических и химических свойств молибден и вольфрам схожи между собой и несколько отличаются от хрома.
II. Характеристика элементов VI подгруппы.
Химические свойства элементов определяются, прежде всего, строением наружных электронных слоев (энергетических уровней). На приведенной схеме (рис.1) показано последовательное заполнение электронами слоев атомов элементов VI группы.

Максимально возможное число электронов в слоях (Z) определяется по формуле: Z=2n2 , где n – номер слоя.

Согласно этой зависимости число электронов должно быть равно: в первом слое – 2, во втором – 8, в третьем – 18, в четвертом – 32 и т.д. Однако больше чем 32 электрона в слое атомов каких-либо ныне известных элементов не обнаружено.
O Cr

+8 2 6 1 13 8 2 +24


S Mo
+16 2 8 6 1 13 18 8 2 +42
Se W
+34 2 8 18 6 2 12 32 18 8 2 +74

Te
+52 2 8 18 18 6


Po
+84 2 8 18 32 18 6


Рис. 1. Схема строения атомов элементов VI группы.
Электронное строение атомов элементов VI группы может быть представлено следующим образом (табл. 1).

Таблица 1

Электронные конфигурации атомов элементов VI группы

8O 1s2 2s2 2p4
16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
34Se 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4
52Te 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p4
84Po 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p4
24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
42Mo 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d5 5s1
74W 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d4 6s2
Если присмотреться к изображенным структурам, то можно заметить, что сумма электронов двух последних подуровней в атомах всех указанных элементов равна 6. В этом – причина общности химических свойств. Но видна и большая разница в электронных конфигурациях между атомами элементов главной и побочной подгрупп.

Атомы элементов главной подгруппы на наружном электронном слое имеют одинаковое число электронов – 6. Последние расположены на s- и р- подуровнях (s2 p4) и принимают участие в образовании химических связей.

Элементы, в атомах которых заполняется электронами р- подуровень наружного слоя, называются р- элементами. Такими являются кислород, сера, теллур, селен и полоний: в их атомах заполнен s- подуровень и заполняется электронами р- подуровень наружного слоя. Для атомов этих элементов специфична тенденция к притяжению дополнительных (двух), по сравнению с нейтральными атомами, электронов. Проявляется она в их соединениях с неметаллами (CuS, Na2S, K2Te) и в существовании отрицательных ионов в расплавах солей наиболее активных металлов (S2-, Se2-, Te2-).

Следует заметить, что у атомов теллура и полония не достроен предпоследний слой в отличие от кислорода, серы и селена, где он полностью заполнен. Но несмотря на общность свойств р- элементов VI группы, имеются и некоторые различия между ними.

Атомы хрома, молибдена имеют по 1 электрону в наружном электронном слое и по 13 электронном - в предпоследнем. У атомов вольфрама число электронов в наружном слое увеличивается до 2, а в предпоследнем уменьшается до 12. Элементы, в атомах которых заполняется электронами d- подуровень слоя, соседнего с наружным слоем, называются d- элементами. Такими являются хром, молибден и вольфрам.

Следовательно, наружный слой элементов побочной подгруппы (d- элементов) представлен только s- подуровнем и в образовании химической связи, кроме 1-2 электронов с этого подуровня, участвует некоторое число электронов с d- подуровня предпоследнего слоя. Эти различия сказываются на химических свойствах d- элементов. Прежде всего, это – металлы. Их специфические свойства связаны с небольшим числом наружных электронов в атомах. При определенных условиях, например в водных растворах кислот, 2 или 3 электрона полностью переходят к другим атомам, и атомы металла превращаются соответственно в двух- или трехзарядовые гидратированные катионы. Способность атомов металлов частично или полностью смещать свои электроны к другим атомам обуславливает образование прочных соединений с неметаллами, вытеснение водорода из кислот, основной характер оксидов и гидроксидов и т.д.

Итак, число и состояние электронов на наружных уровнях атома – один из важнейших признаков химической природы. Однако химическая индивидуальность отдельных элементов – их металлическая и неметаллическая активность – определяется не только наружными электронными структурами атомов, но и строением их атомов в целом: зарядом ядра, количеством и состоянием электронов в отдельных слоях, радиусами атомов.

Количественная характеристика химических свойств элементов определяется строением наружного электронного слоя, в состав которого могут входить электроны одного слоя разных подуровней или иногда и смежных подуровней двух соседних слоев (например, у элементов побочных подгрупп).

В атоме кислорода два не спаренных р- электрона из четырех, и поэтому для образования двух электронных пар при взаимодействии с тем или иным атомом не требуется энергии возбуждения (a). Ячейки соответствует определенным состояниям (орбиталям) электронов на каждом подуровнем; подуровни характеризуются разной формой электронных облаков. Электроны на схеме показаны стрелками. Во всех соединениях для кислорода типична степень окисления –2, исключение составляют O+2F2 и O+4O2 (озон).

У аналогов кислорода (сера, селен, теллур и полоний) положение совсем иное. Например, в наружном электронном слое атома серы также находятся 6 электронов, но в отличие от кислорода там может быть 18, т.е. имеются вакантные места (б). Следовательно, чтобы сера вступила в реакцию, приобрела в соединениях степень окисления +4 или +6, нужно небольшое возбуждение атома, т.к. электроны переводятся на d- подуровень того же энергетического слоя, что несомненно требует определенных затрат энергии (в и г).






То же объясне­ние можно применить к селену, теллуру, полонию и ме­таллам подгруппы хрома. Эти элементы могут проявлять различную степень окисления: от —2 до +6.

Таблица 2

Возможные степени окисления атомов элементов VI группы



Элемент

Степень окисления

Элемент

Степень окисления

Кислород

-2, 0, +2, +4

Хром

0,+2, +3,+4,+5,+6

Сера

-2, 0, +2, +4, +6

Молибден

0, +1, +2, +3, +4,

Селен

-2, 0, +2, +4. +6




+5, +6

Теллур

-2, 0, +2, +4, +6

Вольфрам

0, +1, +2, +3, +4, +5, +6

Полоний

-2, 0, +2, +4, +6




+5, +6


В таблице 2 приведены степени окисления атомов эле­ментов VI группы.

У элементов главной подгруппы имеются широкие гра­ницы изменения степени окисления: от предельно возмож­ной отрицательной -2 до предельно положительной, от­вечающей номеру группы.

При переходе от кислорода к теллуру и от хрома к вольфраму температуры плавления и кипения возраста­ют. Наи­меньшие температуры кипения и плавления имеет кисло­род, так как поляризуемость его молекулы невелика. Этим же можно объяснить и плохую растворимость кис­лорода в воде: 5 объемов О2 в 100 объемах Н2О при 0°С.

Самым тугоплавким и высококипящим среди всех металлов является вольфрам. Температура кипения его почти 6000°С, как на поверхности Солнца. Плавится вольфрам при 3380°С. При такой температуре большин­ство металлов превращается в пар.

Высокие температуры плавления металлов VI группы объясняются тем, что у них большая электронная плот­ность, т. е. большое число свободных электронов в едини­це объема. Как известно, металлическая связь обусловле­на взаимодействием свободных электронов с ион-атома­ми. У металлов VI группы число свободных электронов доходит до шести на каж­дый ион-атом, поэтому они и тугоплавки.
Более подробно я расскажу о кислороде.

III. История открытия кислорода.
Открытие кислорода ознаменовало начало современ­ного периода развития химии. С глубокой древности из­вестно, что для горения необходим воздух, однако сотни лет процесс горения оставался непонятным. Кислород от­крыли почти одновременно два выдающихся химика второй половины XVIII в. — швед Карл Шееле и англичанин Джозеф Пристли. Первым получил кислород К. Шееле, но его работа «О воздухе и огне», в которой был описан этот газ, появилась несколько позднее, чем сообщение Д. Пристли.

K. Шееле и Д. Пристли открыли новый элемент, но не поняли его роли в процессах горения и дыхания. До кон­ца дней своих они оставались защитниками теории фло­гистона: горение трактовалось как распад горючего тела с выделением флогистона, при котором каждое горючее вещество превращалось в негорючее:

цинк = флогистон + окалина цинка

(горючее) (негорючее)

Отсюда металлы, сера и другие простые вещества счи­тались сложными и, наоборот, сложные вещества — простыми (известь, кислоты и т. д.).

Необходимость воздуха для горения сторонники фло­гистонной теории объясняли тем, что флогистон не просто исчезает при горении, а соединяется с воздухом или ка­кой-либо, его частью. Если воздуха нет, то горение пре­кращается, потому что флогистону не с чем соединяться.

Ф. Энгельс об открытии К. Шееле и Д. Пристли пи­сал: оба «они не знали, чтоб оказалось у них в руках... Элемент, которому суждено было ниспровергнуть все флогистонные воззрения и революционизировать химию, пропадал в их руках совершенно бесплодно». Далее Ф. Энгельс писал, что открытие кислорода принадлежит Лавуазье, так как К. Шееле и Д. Пристли даже не дога­дывались, что они описывают.

Освобождение химии от теории флогистона произош­ло в результате введения в химию точных методов иссле­дования, начало которым было положено трудами М. В. Ломоносова. В 1745—1748 гг. М. В. Ломоносов эк­спериментально доказал, что горение — это реакция со­единения веществ с частицами воздуха.

Десять лет (1771—1781) были потрачены француз­ским химиком Антуаном Лавуазье на подтверждение справедливости теории горения как химического взаимо­действия различных веществ с кислородом. Приступая к изучению явлений горения и «обжигания» металлов, он писал: «Я предполагаю повторить все сделанное пред­шественниками, принимая всевозможные меры предосто­рожности, чтобы объединить уже известное о связанном или освобождающемся воздухе с другими фактами и дать новую теорию. Работы упомянутых авторов, если их рас­сматривать с этой точки зрения, дают мне отдельные звенья цепи... Но надо сделать очень многие опыты, что­бы получить полную последовательность». Соответст­вующие опыты, начатые в октябре 1772 г., были поставле­ны А. Лавуазье строго количественно, с тщательным взве­шиванием исходных и конечных продуктов реакций. Он нагревал ртуть в запаянной реторте и наблюдал умень­шение объема воздуха в ней, образование красных чешу­ек «ртутной окалины». В другой реторте он разложил по­лученную в предыдущем опыте «ртутную окалину», по­лучил ртуть и небольшой объем того газа, который Д. Пристли назвал «дефлогистированным воздухом», и сделал вывод: сколько расходуется воздуха на превра­щение ртути в окалину, столько и выделяется его вновь при разложении окалины.

Остаток воздуха в реторте, который не участвовал в реакции, стали называть азотом, что означало безжизнен­ный (в переводе с греч. «а» — отрицание, «зое» — жизнь). Газ, образовавшийся в результате разложения «ртутной окалины», проявлял противоположные азоту свойства — поддерживал дыхание и горение. Поэтому А. Лавуазье назвал его «жизненный». Позднее это на­звание он заменил латинским словом «оксигенум», заим­ствованным из греческого языка, где слово «оксюс» означает кислый, а «геннао» — рождаю, произвожу (рождающий кислоту). На русский язык название эле­мента переведено буквально — «кислород».

Итак, в 1777 г. была выяснена сущность горения. И надобность во флогистоне—«огненной материи» — от­пала. Кислородная теория горения пришла на смену флогистонной.
IV. Биологическая роль кислорода.
Кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4% массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1 500 соединений земной коры.

Кислород в атмосфере Земли начал накапливаться в результате деятельности первичных фотосинтезирующих организмов, появившихся, вероятно, около 2,8 млрд. лет назад. Полагают, что 2 млрд. лет назад атмосфера уже содержала около 1% кислорода; постепенно из восстановительной она превращалась в окислительную и примерно 400 млн. лет назад приобрела современный состав. Наличие в атмосфере кислорода в значительной степени определило характер биологической эволюции. Аэробный (с участием О2) обмен веществ возник позже анаэробного (без участия О2), но именно реакции биологического окисления, более эффективные, чем древние энергетические процессы брожения и гликолиза, снабжают живые организмы большей частью необходимой им энергии. Исключение составляют облигатные анаэробы, например, некоторые паразиты, для которых кислород является ядом. Использование кислорода, обладающего высоким окислительно-восстановительным потенциалом, в качестве конечного акцептора электронов в цепи дыхательных ферментов, привело к возникновению биохимического механизма дыхания современного типа. Этот механизм и обеспечивает энергией аэробные организмы.

Кислород — основной биогенный элемент, входящий в состав молекул всех важнейших веществ, обеспечивающих структуру и функции клеток — белков, нуклеиновых кислот, углеводов, липидов, а также множества низкомолекулярных соединений. В каждом растении или животном кислорода гораздо больше, чем любого другого элемента (в среднем около 70%). Мышечная ткань человека содержит 16% кислорода, костная ткань — 28.5%; всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 43 кг кислорода. В организм животных и человека кислород поступает в основном через органы дыхания (свободный кислород) и с водой (связанный кислород). Потребность организма в кислороде определяется уровнем (интенсивностью) обмена веществ, который зависит от массы и поверхности тела, возраста, пола, характера питания, внешних условий и др. В экологии как важную энергетическую характеристику определяют отношение суммарного дыхания (то есть суммарных окислительных процессов) сообщества организмов к его суммарной биомассе.

Небольшие количества кислорода используют в медицине: кислородом (из так называемых кислородных подушек) дают некоторое время дышать больным, у которых затруднено дыхание. Нужно, однако, иметь в виду, что длительное вдыхание воздуха, обогащенного кислородом, опасно для здоровья человека. Высокие концентрации кислорода вызывают в тканях образование свободных радикалов, нарушающих структуру и функции биополимеров. Сходным действием на организм обладают и ионизирующие излучения. Поэтому понижение содержания кислорода (гипоксия) в тканях и клетках при облучении организма ионизирующей радиацией обладает защитным действием — так называемый кислородный эффект. Этот эффект используют в лучевой терапии: повышая содержание кислорода в опухоли и понижая его содержание в окружающих тканях усиливают лучевое поражение опухолевых клеток и уменьшают повреждение здоровых. При некоторых заболеваниях применяют насыщение организма кислородом под повышенным давлением — гипербарическую оксигенацию.
V. Физические и химические свойства кислорода.
Химический элемент кислород образует два простых вещества - кислород О2 и О3 различные по физическим свойствам.

Кислород О2— газ, не имеющий цвета и запаха. Молеку­ла его О2. Она парамагнитна (притягивается магнитом), так как в ней содержатся два неспаренных электрона. Строение молекулы кислорода можно представить в виде следующих структурных формул:

О — О или О — О

Атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О2 0,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитное вещество, в каждой молекуле О2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух -разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренному электрону.

Энергия диссоциации молекулы О2 на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.

Молекула кислорода О2 довольно инертна. Устойчи­вость молекулы кислорода и высокая энергия активации большинства реакций окисления обусловливают то, что при низкой и комнатной температурах многие реакции с участием кислорода протекают с едва заметной скоро­стью. Только при создании условий для появления ради­калов — О — или R—О—О—, возбуждающих цепной про­цесс, окисление протекает быстро. В этом случае приме­няют, например, катализаторы, которые способны уско­рить окислительные процессы.

При нормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/мЗ. Температура кипения жидкого кислорода (жидкость имеет голубой цвет) -182,9°С. При температурах от -218,7°С до -229,4°С существует твердый кислород с кубической решеткой (-модификация), при температурах от -229,4°С до -249,3°С — -модификация с гексагональной решеткой и при температурах ниже -249,3°С — кубическая -модификация. При повышенном давлении и низких температурах получены и другие модификации твердого кислорода.

При 20°С растворимость газа О2: 3,1 мл на 100 мл воды, 22 мл на 100 мл этанола, 23,1 мл на 100 мл ацетона. Существуют органические фторсодержащие жидкости (например, перфторбутилтетрагидрофуран), в которых растворимость кислорода значительно более высокая.

Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле О2приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. В природе он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином крови, что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам.

Со многими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания, например, с щелочными и щелочноземельными металлами (образуются соответствующие оксиды типа Li2O, CaO и др., пероксиды типа Na2О2, BaO2 и др. и супероксиды типа КО2, RbО2 и др.), вызывает образование ржавчины на поверхности стальных изделий. Без нагревания кислород реагирует с белым фосфором, с некоторыми альдегидами и другими органическими веществами.

При нагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает. При поджигании он реагирует со взрывом с водородом, метаном, другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ.

Обычный атмосферный кислород состоит из смеси трех изотопов: 16О(99,7%), 17О(0,01%), 18О(0,2%). Вви­ду того что содержание изотопов 17О и 18О в кислороде не­большое по сравнению с изотопом 16О, атомная масса кис­лорода принята равной 15,9994 у. е.

В зависимости от природных условий изотопный состав кислорода может изменяться, то обогащаясь тяжелыми изотопами, то обедняясь ими. Так, молекулы воды Н216О переходят в парообразное состояние относи­тельно легче, чем молекулы Н217О и Н218О. Поэтому в со­став водяных паров, испаряющихся из моря, входит кис­лород с относительно меньшим содержанием тяжелых изотопов, чем кислород, остающийся в морской воде.

С помощью атомов тяжелого изотопа кислорода 18О удалось выяснить «происхождение» кислорода, выделяе­мого растениями в процессе фотосинтеза. Раньше счита­ли, что это кислород, высвобожденный из молекул окси­да углерода, а не воды. В настоящее время стало известно, что растения связывают кислород оксида угле­рода, а в атмосферу возвращают кислород из воды.

Кислород образует соединения со всеми элементами, кроме некоторых благородных га­зов (гелия, неона, аргона). Так, с большинством металлов кислород реагирует уже при комнатной температуре, на­пример:

2Na° + О2° = Na2+102-2

Na° -1(ё) Na+1 2 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель

2Zn° + O2° = 2Zn+2O-2

Zn° -2(ё) Zn+2 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель

С неметаллами кислород реагирует, как правило, при нагревании. Так, с фосфором кислород активно реагирует при температуре 60°С:

4Р° + 502° = 2Р2+505-2

P° -5(ё) P+5 2 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 5 окислитель

с серой — при температуре около 250°С:

S° + 02° = S+402-2

S° -4(ё) S+4 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель

с углеродом (в виде графита) — при 700—800°С:

С° + О2° = С+4О2-2

C° -4(ё) C+4 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде:

N2 + О2 2NO - Q.

Кислород реагирует и со многими сложными соедине­ниями, например, с оксидами азота он реагирует уже при комнатной температуре:

2N+2O + О2° = 2N+4О2-2

N+2 -2(ё) N+4 1 восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель

Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу:

2H2S-2 + О2° = 2S° + 2Н2О-2

S-2 -2(ё) S° восстановитель

O2° +2(ё) 2 2O-2 окислитель

или оксид серы (IV)

2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О

в зависимости от соотношения между кислородом и серо­водородом.

В приведенных реакциях кислород является окисли­телем. В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется тепло и свет — такие процессы на­зываются горением.

Аллотропной модификацией кислорода является озон. Молекула его трехатомна — О3. Строение ее можно пред­ставить следующей структурной формулой:

О

О

О

Всякое изменение числа или расположения одних и тех же атомов в молекуле влечет за собой появление ка­чественно нового вещества с иными свойствами. Озон по своим свойствам отличается от кислорода. В обычных ус­ловиях это газ синего цвета, с резким раздражающим за­пахом. Название его происходит от греческого слова «озейн», что означает запах. Он токсичен. В отличие от кислорода молекула озона характеризуется большой мо­лекулярной массой, поляризуемостью и полярностью. Поэтому озон имеет более высокую температуру кипения (—111,9°С), чем кислород (— 182,9°С), интенсивную ок­раску и лучшую растворимость в воде.

В естественных условиях озон образуется из кислорода при грозовых разрядах, а на высоте 10—30 км — при действии ультрафиолетовых солнечных лучей. Он задер­живает вредное для жизни ультрафиолетовое излучение Солнца. Кроме этого, озон поглощает инфракрасные лу­чи Земли, препятствуя ее охлаждению. Следовательно, аллотропная форма кислорода — озон — играет большую роль в сохранении жизни на Земле.

Образование озона сопровождается выделением атом­ного кислорода. Это в основном цепные реакции, в ко­торых появление активной частицы (она обозначается обычно знаком *) вызывает большое число (цепь) после­довательных превращений неактивных молекул, напри­мер O2. Цепную реакцию образования озона из кислоро­да можно выразить следующей схемой:

О2 + hv — О2*

*O2 + O2 = O3 + O

О + О2 = О3 ,

или суммарно:

2 = 2О3

В технике озон получают при электрических разрядах в озонаторах.

Молекула О3 неустойчива, и при большой концентра­ции озон распадается с взрывом:

2 = 3О2

Окислительная активность озона намного выше, чем у кислорода. Например, уже в обычных условиях озон окисляет такие малоактивные простые вещества, как се­ребро и ртуть с образованием их оксидов и кислорода:

8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2

Как сильный окислитель, озон используется для очи­стки питьевой воды, для дезинфекция воздуха. Воздух хвойных лесов считается полезным, так как в нем содер­жится небольшое количество озона, который образуется при окислении смолы хвойных деревьев.

Еще более сильным окислителем, чем кислород О2, явля­ется озон О3 (аллотропическая модификация кислорода). Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах, чем объясняется специфический запах свежести после грозы.

В лабораториях озон получают пропусканием разряда че­рез кислород (реакция эндотермическая):

302 203 - 284 кДж.

При взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется иод, тогда как с кислородом эта реакция не идет:

2KI + 03 + Н20 = I2 + 2КОН + 02.

Реакция часто используется как качественная для об­наружения ионов I- или озона. Для этого в раствор добав­ляют крахмал, который дает характерный синий комп­лекс с выделившимся иодом. Реакция качественная еще и потому, что озон не окисляет ионы Cl- и Br-

Имеется еще одна модификация кислорода - четырехатомная (О4):

O — O
O — O

Эта модификация обра­зуется при слабом взаимодействии двух молекул кис­лорода. Содержание четы­рехатомных молекул в газо­образном кислороде в обыч­ных условиях составляет всего лишь 0,1% от общего числа молекул, в жидком и твердом кислороде — до 50%. Существует равно­весие:

2 — О4

При низких температурах оно смещено вправо, т. е. в сторону образования молекул О4. Структурные изменения молекул вызыва­ют различия в свойствах веществ. Так, жидкий и твердый кислород в отличие от газообразного окрашены в синий цвет.

Кислород при нагревании взаимодействует с водоро­дом с образованием воды. При поджигании смеси обоих газов в объемных пропорциях 2:1 (гремучий газ) реакция протекает со взрывом. Но она может протекать и спо­койно, если эту смесь привести в соприкосновение с очень малым количеством мелкораздробленной платины, иг­рающей роль катализатора:

2 + О8 = 2 Н20 + 572,6 кдж/моль

Кислород непосредственно может окислять все метал­лы. Если металл обладает высокой летучестью, то про­цесс окисления обычно идет в виде горения. Горение же малолетучих металлов в кислороде может осуществлять­ся при условии высокой летучести образующегося окси­да. Эффективность этого процесса зависит от восстанови­тельной активности металла и характеризуется величи­ной теплоты образования получающегося продукта. Продукты взаимодействия металлов с кислородом (окси­ды) могут быть основным, кислотными и амфотерными.

При горении некоторых активных металлов в кислоро­де иногда образуются не их оксиды, а надпероксиды и пероксиды. Так, при горении калия и рубидия образуются надпероксиды этих металлов:

K + O2 = KO2

Связано это с тем, что молекула кислорода может присоединять или терять электроны с образованием моле­кулярных ионов типа О2-2, O2- и O2+. Присоединение одного электрона к кислороду вызывает образование надпероксид-иона O2:

О — О + ё = [ О — О ]-

Наличие непарного электрона в ионе О2- обусловли­вает парамагнетизм надпероксидов.

Присоединяя два электрона, молекула кислорода пре­
вращается в пероксид-ион О2-2, в котором атомы связа­
ны одной двухэлектронной связью, и поэтому он диамаг­нитен:

О — О + 2ё = [ О — О ]-2

Например, взаимодействие бария с кислородом идет с образованием пероксида BaO2:

Ва + О2 = ВаО2
VI. Получение кислорода.
Многообразие химических соединений, содержащих кислород, и их доступность позволяют получать кислород различными способами. Все способы получения кислоро­да можно разделить на две группы: физические и хими­ческие. Большинство из них относится к химическим, т. е. в основе получения кислорода лежат те или иные реак­ции. Например, когда необходим особо чистый кислород, его получают из воды путем разложения ее. Рассмотрим этот способ.

В сосуд, наполненный электролитам (дистиллирован­ная вода, подкисленная серной кислотой), опускают электроды, чаще всего платиновые, и пропускают элек­трический ток. Положительно заряженные ионы водоро­да перемещаются к отрицательно заряженному электро­ду (катоду), а отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН- и сульфат-ионы SO42- направляются к положитель­но заряженному электроду (аноду). На электродах ионы разряжаются. Следует заметить, что разряд ионов Н+ и ОН- происходит намного легче, чем сульфат-ионов SO42- Таким образом, на катоде выделяется водород, а на аноде — кислород:

+ + 4ё — 2

4ОН- - 4ё — 2Н2О + О2

Выделяющиеся газы собирают в разные сосуды или непосредственно используют.

В условиях школьной лаборатории в качестве элек­тролита удобнее воспользоваться раствором щелочи. Тог­да электроды можно изготовить из железной проволоки или листа. В щелочной среде разрядке на катоде подвер­гаются непосредственно молекулы воды:

Н2О + ё — Н° + Н-

Н° + Н° — H2

Для опыта используют лабораторный электролизер. Это U-образная трубка из стекла, в которую впаяны электроды. При электролитическом способе получают достаточно чистый кислород (0,1% примесей).

Рассмотрим еще один химический способ получения кислорода. Если нагревать оксид бария ВаО до 540СС, то он присоединяет атмосферный кислород с образовани­ем пероксида бария ВаО2. Последний при нагревании до 870°С разлагается, и выделяется кислород:

2ВаО + О2 = 2ВаО2

2ВаО2 = 2ВаО + О2

Пероксид бария выполняет роль переносчика кисло­рода.

В прошлом столетии были разработаны установки для получения кислорода этим способом. Они включали в себя вертикально расположенные емкости, которые имели систему подогрева. Через нагретый до 400 — 500°С оксид бария пропускали ток воздуха. После образования пероксида бария подачу воздуха прекращали, а емкости нагревали до 750°С (температура разложения ВаО2).

С развитием техники получения низких температур был разработан физический способ получения кислорода из атмосферного воздуха. Он основан на глубоком ох­лаждении воздуха и использовании различия в температурах кипения газов, входящих в состав воздуха.

Жидкий воздух, получаемый в холодильных установках, представляет собой смесь, состоящую из 79% азота и 21 % кислорода по объему. Жидкий азот кипит при тем­пературе — 195,8°С, а жидкий кислород — при темпера­туре — 182,9°С. На разности температур кипения азота и кислорода основано их разделение. Для полного разде­ления жидкого кислорода и газообразного азота приме­няют многократное испарение жидкого воздуха, сопро­вождающееся конденсацией его паров. Этот процесс но­сит название фракционной перегонки или ректификации. В настоящее время этот способ стал основным способом получения технического кисло­рода (дешевое сырье и большая производительность ус­тановок). Жидкий кислород хранят и перевозят в спе­циально приспособленных для этого емкостях-цистернах и танках, снабженных хорошей теплоизоляцией.

Поскольку физический способ получения кислорода широко используют в промышленности, химические спо­собы получения практически утратили свое техническое значение и служат для получения кислорода в лабора­тории.

В связи с развивающим­ся научно-техническим про­грессом людей всего мира начинает тревожить судьба кислорода и загрязненность атмосферы. Во многих горо­дах уже сейчас становится трудно дышать. По данным мировой статистики, все ав­томобили только за час рабо­ты выбрасывают в воздух до 600 тыс. т ядовитого оксида углерода СО. При сгорании 1 т бензина в автомашине образуется 600 кг оксида уг­лерода СО. В настоящее вре­мя мировой автомобильный парк насчитывает 190 млн. машин. По прогнозам специ­алистов в 1980 г. их число превысит 200 млн. Эти циф­ры заставляют задуматься.

Отравление воздуха авто­мобильными выхлопными газами приняло угрожающий характер в таких городах, как, Токио, Лондон, Нью-Йорк, Париж, Рим, Москва. Кроме этого, атмосферу загрязня­ют и другие вредные газы (SO2, H2S), зола, дым, вы­брасываемые многими предприятиями. В результате за последние 100 лет количество солнечных дней вокруг промышленных центров уменьшилось на четверть: там, где их было 200, стало 150. Во всех крупных городах мира в результате густых грязных туманов сол­нечное освещение уменьшилось по сравнению с началом XX в. на 10—30%. В Лондоне в 1952 г. за несколько дней, пока в воздухе стоял грязный и непригодный для дыхания туман, погибло около 4000 человек. Поэтому борьба за чистоту воздуха стала одной из актуальных проблем современной гигиены.

Известно, что зеленые растения — непревзойденные очистители и санитары земной атмосферы. Фотосинтез — единственный процесс, который уже около 2 млрд. лет поддерживает круговорот кислорода в атмосфере Земли. Зеленые растения — это исполинская лаборатория, вырабатывающая кислород и поглощающая оксид углерода СО2. Ученые подсчитали, что растения земного шара еже­годно поглощают около 86,5 млрд. т оксида СО2. В связи с этим создание зеленых парков вокруг больших горо­дов, устройство садов, разбивка скверов и цветников — составная часть современного градостроительства, столь же необходимая, как устройство водопровода и уличного освещения. Подсчитано, что в зоне зеленых насаждений Москвы, Ленинграда, Харькова запыленность воздуха в 2—3 раза меньше, чем на прилегающих улицах.

В течение последних лет в России остро стоит проблема лесных пожаров. Тысячи гектаров лесных насаждений гибнут в огне. Я считаю, что если не будут приняты чрезвычайные меры по тушению пожаров, восстановлению лесных массивов в ближайшее время нас ждет экологическая катастрофа. Горят заповедники, леса, гибнут уникальные растения, животные. В теплое время года города, села… окутаны дымом. Вредные вещества в большом количестве содержаться в воздухе, которым мы дышим. В связи, с чем возникают или обостряются различные хронические заболевания у людей, снижается иммунитет. Рождаются дети с врожденными пороками развития, иммунодефицитом, поражением центральной нервной системы…

Охрана природы, заповедников существует давно. Но вероятно, на данном этапе развития нашей страны этот вопрос остался на последнем месте. Необходимо всем людям одуматься и бережно относиться к нашей природе. Ведь 95% всех лесных пожаров возникают по их вине.

  1   2



Рефераты Практические задания Лекции
Учебный контент

© ref.rushkolnik.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации