Реферат выполнила: уч-ца 9класса «А»Васильева Н.
Министерство образования РоссийскойФедерации
Средняя общеобразовательная школа № 34.
г. Хабаровск
2003г.
I. Введение.
Еслипосмотреть на таблицу периодической системы Д.И. Менделеева и взглянуть нагруппу VI, то можно увидеть, что в ней находятся элементы, атомы которых имеют 6 валентных электронов и высшая степень окисленияих в соединениях +6. VI группаразделена на две подгруппы – главную и побочную. В главную входят элементымалых 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 естьэлементы, более близкие по своим свойствам друг другу и менее сходные.
Действительно,в главной подгруппе имеются элементы, имеющие в основном неметаллическийхарактер. Сильнее всего эти свойства проявляются у кислорода и серы. Селен ителлур занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. Похимическим свойствам они стоят ближе к неметаллам. У полония, наиболее тяжелогоэлемента подгруппы, радиоактивного и сравнительно коротко живущего,металлический характер выражен более ярко, но по отдельным свойствам он близоктеллуру. В соответствии с этим при переходе от кислорода к полонию наблюдаетсябольшое разнообразие в структурных типах кристаллических решеток, как у простыхвеществ, так и у их соединений.
Кислород,серу, селен и теллур объединяют в группу «халькогенов», что в переводегреческого означает «порождающие руды». Эти элементы входят в состав многихруд. Так, большинство металлов в природе находится в связанном состоянии в видесульфидов, оксидов, селенидов и т.д. Например, важнейшими рудами железа и медиявляются красный железняк Fe2O3, магнитный железняк Fe3O4, пирит FeS2, красная магнитная руда Cu2O, медный блеск Cu2S. В составе всех приведенных рудсодержатся элементы VI группы.
Побочнуюподгруппу составляют металлы: хром, молибден и вольфрам. По большинствуфизических и химических свойств молибден и вольфрам схожи между собой инесколько отличаются от хрома.
II. Характеристика элементов VIподгруппы.
Химическиесвойства элементов определяются, прежде всего, строением наружных электронныхслоев (энергетических уровней). На приведенной схеме (рис.1) показанопоследовательное заполнение электронами слоев атомов элементов VI группы.
Максимальновозможное число электронов в слоях (Z)определяется по формуле: Z=2n2, где n – номер слоя.
Согласноэтой зависимости число электронов должно быть равно: в первом слое – 2, вовтором – 8, в третьем – 18, в четвертом – 32 и т.д. Однако больше чем 32электрона в слое атомов каких-либо ныне известных элементов не обнаружено.
O Cr
+8 2 6 1 138 2 +24
S Mo
+16 2 8 6 1 1318 8 2 +42
Se W
+34 2 8 18 6 2 12 3218 8 2 +74
Te
+52 2 8 18 18 6
Po
+84 2 8 18 32 18 6
Рис.1. Схема строения атомов элементов VIгруппы.
Электронноестроение атомов элементов VI группы можетбыть представлено следующим образом (табл.1).
Таблица1
Электронныеконфигурации 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 5d106s2 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
Еслиприсмотреться к изображенным структурам, то можно заметить, что суммаэлектронов двух последних подуровней в атомах всех указанных элементов равна 6.В этом – причина общности химических свойств. Но видна и большая разница вэлектронных конфигурациях между атомами элементов главной и побочной подгрупп.
Атомыэлементов главной подгруппы на наружном электронном слое имеют одинаковое числоэлектронов – 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 иполоний: в их атомах заполнен s- подуровень изаполняется электронами р- подуровень наружного слоя. Для атомов этих элементовспецифична тенденция к притяжению дополнительных (двух), по сравнению снейтральными атомами, электронов. Проявляется она в их соединениях снеметаллами (CuS, Na2S, K2Te) и в существовании отрицательных ионов врасплавах солей наиболее активных металлов (S2-, Se2-, Te2-).
Следуетзаметить, что у атомов теллура и полония не достроен предпоследний слой вотличие от кислорода, серы и селена, где он полностью заполнен. Но несмотря наобщность свойств р- элементов VI группы,имеются и некоторые различия между ними.
Атомыхрома, молибдена имеют по 1 электрону в наружном электронном слое и по 13электронном — в предпоследнем. У атомов вольфрама число электронов в наружномслое увеличивается до 2, а в предпоследнем уменьшается до 12. Элементы, ватомах 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 этогоподуровня, участвует некоторое число электронов с d- подуровня предпоследнегослоя. Эти различия сказываются на химических свойствах d- элементов. Преждевсего, это – металлы. Их специфические свойства связаны с небольшим числомнаружных электронов в атомах. При определенных условиях, например в водныхрастворах кислот, 2 или 3 электрона полностью переходят к другим атомам, иатомы металла превращаются соответственно в двух- или трехзарядовыегидратированные катионы. Способность атомов металлов частично или полностьюсмещать свои электроны к другим атомам обуславливает образование прочныхсоединений с неметаллами, вытеснение водорода из кислот, основной характероксидов и гидроксидов и т.д.
Итак,число и состояние электронов на наружных уровнях атома – один из важнейшихпризнаков химической природы. Однако химическая индивидуальность отдельныхэлементов – их металлическая и неметаллическая активность – определяется нетолько наружными электронными структурами атомов, но и строением их атомов вцелом: зарядом ядра, количеством и состоянием электронов в отдельных слоях,радиусами атомов.
Количественнаяхарактеристика химических свойств элементов определяется строением наружногоэлектронного слоя, в состав которого могут входить электроны одного слоя разныхподуровней или иногда и смежных подуровней двух соседних слоев (например, уэлементов побочных подгрупп).
Ватоме кислорода два не спаренных р- электрона из четырех, и поэтому дляобразования двух электронных пар при взаимодействии с тем или иным атомом нетребуется энергии возбуждения (a). Ячейки соответствует определенным состояниям(орбиталям) электронов на каждом подуровнем; подуровни характеризуются разнойформой электронных облаков. Электроны на схеме показаны стрелками. Во всехсоединениях для кислорода типична степень окисления –2, исключение составляютO+2F2 и O+4O2 (озон).
Уаналогов 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 степеньокисления +4 или +6, нужно небольшое возбуждение атома, т.к. электроныпереводятся на d- подуровень того же энергетического слоя, что несомненнотребует определенных затрат энергии (в и г).
Тоже объяснение можно применить к селену, теллуру, полонию и металлам подгруппыхрома. Эти элементы могут проявлять различную степень окисления: от —2 до +6.
Таблица2
Возможныестепени окисления атомов элементов VI группыЭлемент 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
Втаблице 2 приведены степени окисления атомов элементов VI группы.
Уэлементов главной подгруппы имеются широкие границы изменения степениокисления: от предельно возможной отрицательной -2 до предельно положительной,отвечающей номеру группы.
Припереходе от кислорода к теллуру и от хрома к вольфраму температуры плавления икипения возрастают. Наименьшие температуры кипения и плавления имеет кислород,так как поляризуемость его молекулы невелика. Этим же можно объяснить и плохуюрастворимость кислорода в воде: 5 объемов О2 в 100 объемах Н2О при 0°С.
Самымтугоплавким и высококипящим среди всех металлов является вольфрам. Температуракипения его почти 6000°С, как на поверхности Солнца. Плавится вольфрам при3380°С. При такой температуре большинство металлов превращается в пар.
Высокиетемпературы плавления металлов VI группыобъясняются тем, что у них большая электронная плотность, т. е. большое числосвободных электронов в единице объема. Как известно, металлическая связьобусловлена взаимодействием свободных электронов с ион-атомами. У металлов VI группы число свободных электронов доходитдо шести на каждый ион-атом, поэтому они и тугоплавки.
Болееподробно я расскажу о кислороде.
III. История открытия кислорода.
Открытиекислорода ознаменовало начало современного периода развития химии. С глубокойдревности известно, что для горения необходим воздух, однако сотни лет процессгорения оставался непонятным. Кислород открыли почти одновременно двавыдающихся 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 идыхания. До конца дней своих они оставались защитниками теории флогистона:горение трактовалось как распад горючего тела с выделением флогистона, прикотором каждое горючее вещество превращалось в негорючее:
цинк= флогистон + окалина цинка
(горючее) (негорючее)
Отсюдаметаллы, сера и другие простые вещества считались сложными и, наоборот, сложныевещества — простыми (известь, кислоты и т. д.).
Необходимостьвоздуха для горения сторонники флогистонной теории объясняли тем, что флогистонне просто исчезает при горении, а соединяется с воздухом или какой-либо, егочастью. Если воздуха нет, то горение прекращается, потому что флогистону не счем соединяться.
Ф.Энгельс об открытии К. Шееле и Д. Пристли писал: оба «они не знали, чтоб оказалосьу них в руках… Элемент, которому суждено было ниспровергнуть все флогистонныевоззрения и революционизировать химию, пропадал в их руках совершеннобесплодно». Далее Ф. Энгельс писал, что открытие кислорода принадлежитЛавуазье, так как К. Шееле и Д. Пристли даже не догадывались, что ониописывают.
Освобождениехимии от теории флогистона произошло в результате введения в химию точныхметодов исследования, начало которым было положено трудами М. В. Ломоносова. В1745—1748 гг. М. В. Ломоносов экспериментально доказал, что горение — этореакция соединения веществ с частицами воздуха.
Десятьлет (1771—1781) были потрачены французским химиком Антуаном Лавуазье наподтверждение справедливости теории горения как химического взаимодействияразличных веществ с кислородом. Приступая к изучению явлений горения и«обжигания» металлов, он писал: «Я предполагаю повторить все сделанноепредшественниками, принимая всевозможные меры предосторожности, чтобыобъединить уже известное о связанном или освобождающемся воздухе с другимифактами и дать новую теорию. Работы упомянутых авторов, если их рассматривать сэтой точки зрения, дают мне отдельные звенья цепи… Но надо сделать оченьмногие опыты, чтобы получить полную последовательность». Соответствующие опыты,начатые в октябре 1772 г., были поставлены А. Лавуазье строго количественно, стщательным взвешиванием исходных и конечных продуктов реакций. Он нагревалртуть в запаянной реторте и наблюдал уменьшение объема воздуха в ней,образование красных чешуек «ртутной окалины». В другой реторте он разложилполученную в предыдущем опыте «ртутную окалину», получил ртуть и небольшойобъем того газа, который Д. Пристли назвал «дефлогистированным воздухом», исделал вывод: сколько расходуется воздуха на превращение ртути в окалину,столько и выделяется его вновь при разложении окалины.
Остатоквоздуха в реторте, который не участвовал в реакции, стали называть азотом, чтоозначало безжизненный (в переводе с греч. «а» — отрицание, «зое» — жизнь). Газ,образовавшийся в результате разложения «ртутной окалины», проявлялпротивоположные азоту свойства — поддерживал дыхание и горение. Поэтому А.Лавуазье назвал его «жизненный». Позднее это название он заменил латинскимсловом «оксигенум», заимствованным из греческого языка, где слово «оксюс»означает кислый, а «геннао» — рождаю, произвожу (рождающий кислоту). На русскийязык название элемента переведено буквально — «кислород».
Итак,в 1777 г. была выяснена сущность горения. И надобность во флогистоне—«огненнойматерии» — отпала. Кислородная теория горения пришла на смену флогистонной.
IV. Биологическая роль кислорода.
Кислород— самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различныхсоединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4% массы твердойземной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанногокислорода — 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислородасоставляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1 500соединений земной коры.
Кислородв атмосфере Земли начал накапливаться в результате деятельности первичныхфотосинтезирующих 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 400млн. лет назад приобрела современный состав. Наличие в атмосфере кислорода взначительной степени определило характер биологической эволюции. Аэробный (сучастием О2) обмен веществ возник позже анаэробного (без участия О2), но именнореакции биологического окисления, более эффективные, чем древние энергетическиепроцессы брожения и гликолиза, снабжают живые организмы большей частьюнеобходимой им энергии. Исключение составляют облигатные анаэробы, например,некоторые паразиты, для которых кислород является ядом. Использованиекислорода, обладающего высоким окислительно-восстановительным потенциалом, вкачестве конечного акцептора электронов в цепи дыхательных ферментов, привело квозникновению биохимического механизма дыхания современного типа. Этот механизми 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 каждомрастении или животном кислорода гораздо больше, чем любого другого элемента (всреднем около 70%). Мышечная ткань человека содержит 16% кислорода, костнаяткань — 28.5%; всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг)содержится 43 кг кислорода. В организм животных и человека кислород поступает восновном через органы дыхания (свободный кислород) и с водой (связанныйкислород). 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 важнуюэнергетическую характеристику определяют отношение суммарного дыхания (то естьсуммарных окислительных процессов) сообщества организмов к его суммарнойбиомассе.
Небольшиеколичества кислорода используют в медицине: кислородом (из так называемыхкислородных подушек) дают некоторое время дышать больным, у которых затрудненодыхание. Нужно, однако, иметь в виду, что длительное вдыхание воздуха,обогащенного кислородом, опасно для здоровья человека. Высокие концентрациикислорода вызывают в тканях образование свободных радикалов, нарушающихструктуру и функции биополимеров. Сходным действием на организм обладают иионизирующие излучения. Поэтому понижение содержания кислорода (гипоксия) втканях и клетках при облучении организма ионизирующей радиацией обладаетзащитным действием — так называемый кислородный эффект. Этот эффект используютв лучевой терапии: повышая содержание кислорода в опухоли и понижая егосодержание в окружающих тканях усиливают лучевое поражение опухолевых клеток иуменьшают повреждение здоровых. При некоторых заболеваниях применяют насыщениеорганизма кислородом под повышенным давлением — гипербарическую оксигенацию.
V. Физические и химические свойствакислорода.
Химическийэлемент кислород образует два простых вещества — кислород О2 и О3 различные пофизическим свойствам.
КислородО2— 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 структурныхформул:
О — О или О — О
Атмосферныйкислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О20,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитноевещество, в каждой молекуле О2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот фактможно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух -разрыхляющих орбиталейнаходится по одному неспаренному электрону.
Энергиядиссоциации молекулы О2 на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.
Молекулакислорода О2 довольно инертна. Устойчивость молекулы кислорода и высокаяэнергия активации большинства реакций окисления обусловливают то, что принизкой и комнатной температурах многие реакции с участием кислорода протекают седва заметной скоростью. Только при создании условий для появлениярадикалов — О — или R—О—О—,возбуждающих цепной процесс, окисление протекает быстро. В этом случаеприменяют, например, катализаторы, которые способны ускорить окислительныепроцессы.
Принормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/мЗ. Температура кипенияжидкого 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 сгексагональной решеткой и при температурах ниже -249,3°С — кубическая -модификация.При повышенном давлении и низких температурах получены и другие модификациитвердого кислорода.
При20°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 кислородазначительно более высокая.
Высокаяпрочность химической связи между атомами в молекуле О2приводит к тому, что прикомнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. Вприроде 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.
Сомногими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания,например, с щелочными и щелочноземельными металлами (образуются соответствующиеоксиды типа Li2O, CaO и др., пероксиды типа Na2О2, BaO2 и др. и супероксидытипа КО2, RbО2 и др.), вызывает образование ржавчины на поверхности стальныхизделий. Без нагревания кислород реагирует с белым фосфором, с некоторымиальдегидами и другими органическими веществами.
Принагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает.При поджигании он реагирует со взрывом с водородом, метаном, другими горючимигазами, с большим числом простых и сложных веществ.
Обычныйатмосферный 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 небольшоепо сравнению с изотопом 16О, атомная масса кислорода принята равной 15,9994 у.е.
Взависимости от природных условий изотопный состав кислорода может изменяться,то обогащаясь тяжелыми изотопами, то обедняясь ими. Так, молекулы воды Н216Опереходят в парообразное состояние относительно легче, чем молекулы Н217О иН218О. Поэтому в состав водяных паров, испаряющихся из моря, входит кислород сотносительно меньшим содержанием тяжелых изотопов, чем кислород, остающийся вморской воде.
Спомощью атомов тяжелого изотопа кислорода 18О удалось выяснить «происхождение»кислорода, выделяемого растениями в процессе фотосинтеза. Раньше считали, чтоэто кислород, высвобожденный из молекул оксида углерода, а не воды. В настоящеевремя стало известно, что растения связывают кислород оксида углерода, а ватмосферу возвращают кислород из воды.
Кислородобразует соединения со всеми элементами, кроме некоторых благородных газов(гелия, неона, аргона). Так, с большинством металлов кислород реагирует уже прикомнатной 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
Снеметаллами кислород реагирует, как правило, при нагревании. Так, с фосфоромкислород 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
ссерой — при температуре около 250°С:
S° + 02° = S+402-2
S° -4(ё) S+4 восстановитель
O2° +2(ё) 2 2O-2 2 окислитель
суглеродом (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
Взаимодействиекислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде:
N2 + О2 2NO — Q.
Кислородреагирует и со многими сложными соединениями, например, с оксидами азота онреагирует 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
илиоксид серы (IV)
2H2S+ ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О
взависимости от соотношения между кислородом и сероводородом.
Вприведенных реакциях кислород является окислителем. В большинстве реакцийокисления с участием кислорода выделяется тепло и свет — такие процессыназываются горением.
Аллотропноймодификацией кислорода является озон. Молекула его трехатомна — О3. Строение ееможно представить следующей структурной формулой:
О
О
О
Всякоеизменение числа или расположения одних и тех же атомов в молекуле влечет засобой появление качественно нового вещества с иными свойствами. Озон по своимсвойствам отличается от кислорода. В обычных условиях это газ синего цвета, срезким раздражающим запахом. Название его происходит от греческого слова«озейн», что означает запах. Он токсичен. В отличие от кислорода молекула озонахарактеризуется 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.
Вестественных условиях озон образуется из кислорода при грозовых разрядах, а навысоте 10—30 км — при действии ультрафиолетовых солнечных лучей. Он задерживаетвредное для жизни ультрафиолетовое излучение Солнца. Кроме этого, озонпоглощает инфракрасные лучи Земли, препятствуя ее охлаждению. Следовательно,аллотропная форма кислорода — озон — играет большую роль в сохранении жизни наЗемле.
Образованиеозона сопровождается выделением атомного кислорода. Это в основном цепныереакции, в которых появление активной частицы (она обозначается обычно знаком*) вызывает большое число (цепь) последовательных превращений неактивныхмолекул, например O2. Цепную реакцию образования озона из кислорода можновыразить следующей схемой:
О2+ hv — О2*
*O2 + O2 = O3 + O
О+ О2 = О3,
илисуммарно:
3О2= 2О3
Втехнике озон получают при электрических разрядах в озонаторах.
МолекулаО3 неустойчива, и при большой концентрации озон распадается с взрывом:
2О2= 3О2
Окислительнаяактивность озона намного выше, чем у кислорода. Например, уже в обычныхусловиях озон окисляет такие малоактивные простые вещества, как серебро и ртутьс образованием их оксидов и кислорода:
8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2
Каксильный окислитель, озон используется для очистки питьевой воды, длядезинфекция воздуха. Воздух хвойных лесов считается полезным, так как в немсодержится небольшое количество озона, который образуется при окислении смолыхвойных деревьев.
Ещеболее сильным окислителем, чем кислород О2, является озон О3 (аллотропическаямодификация кислорода). Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах, чемобъясняется специфический запах свежести после грозы.
Влабораториях озон получают пропусканием разряда через кислород (реакцияэндотермическая):
302 203 — 284 кДж.
Привзаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется иод, тогда как скислородом эта реакция не идет:
2KI+ 03 + Н20 = I2 + 2КОН + 02.
Реакциячасто используется как качественная для обнаружения ионов I- или озона. Дляэтого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс свыделившимся иодом. Реакция качественная еще и потому, что озон не окисляетионы Cl- и Br-
Имеетсяеще одна модификация кислорода - четырехатомная (О4):
O — O
O — O
Этамодификация образуется при слабом взаимодействии двух молекул кислорода.Содержание четырехатомных молекул в газообразном кислороде в обычных условияхсоставляет всего лишь 0,1% от общего числа молекул, в жидком и твердомкислороде — до 50%. Существует равновесие:
2О2— О4
Принизких температурах оно смещено вправо, т. е. в сторону образованиямолекул О4. Структурные изменения молекул вызывают различия в свойствахвеществ. Так, жидкий и твердый кислород в отличие от газообразного окрашены всиний цвет.
Кислородпри нагревании взаимодействует с водородом с образованием воды. При поджиганиисмеси обоих газов в объемных пропорциях 2:1 (гремучий газ) реакция протекает совзрывом. Но она может протекать и спокойно, если эту смесь привести всоприкосновение с очень малым количеством мелкораздробленной платины, играющейроль катализатора:
2Н2+ О8 = 2 Н20 + 572,6 кдж/моль
Кислороднепосредственно может окислять все металлы. Если металл обладает высокойлетучестью, то процесс окисления обычно идет в виде горения. Горение жемалолетучих металлов в кислороде может осуществляться при условии высокойлетучести образующегося оксида. Эффективность этого процесса зависит отвосстановительной активности металла и характеризуется величиной теплотыобразования получающегося продукта. Продукты взаимодействия металлов скислородом (оксиды) могут быть основным, кислотными и амфотерными.
Пригорении некоторых активных металлов в кислороде иногда образуются не их оксиды,а надпероксиды и пероксиды. Так, при горении калия и рубидия образуютсянадпероксиды этих металлов:
K + O2 = KO2
Связаноэто с тем, что молекула кислорода может присоединять или терять электроны собразованием молекулярных ионов типа О2-2, O2- и O2+. Присоединение одного электрона ккислороду вызывает образование надпероксид-иона O2:
О— О + ё = [ О — О ]-
Наличиенепарного электрона в ионе О2- обусловливает парамагнетизм надпероксидов.
Присоединяядва электрона, молекула кислорода пре
вращаетсяв пероксид-ион О2-2, в котором атомы связа
ныодной 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. Получениекислорода.
Многообразиехимических соединений, содержащих кислород, и их доступность позволяют получатькислород различными способами. Все способы получения кислорода можно разделитьна две группы: физические и химические. Большинство из них относится кхимическим, т. е. в основе получения кислорода лежат те или иные реакции.Например, когда необходим особо чистый кислород, его получают из воды путемразложения ее. Рассмотрим этот способ.
Всосуд, наполненный электролитам (дистиллированная вода, подкисленная сернойкислотой), опускают электроды, чаще всего платиновые, и пропускаютэлектрический ток. Положительно заряженные ионы водорода перемещаются котрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженныегидроксид-ионы ОН- и сульфат-ионы SO42-направляются к положительно заряженному электроду (аноду). На электродах ионыразряжаются. Следует заметить, что разряд ионов Н+ и ОН- происходит намноголегче, чем сульфат-ионов SO42- Такимобразом, на катоде выделяется водород, а на аноде — кислород:
4Н++ 4ё — 2Н2
4ОН-- 4ё — 2Н2О + О2
Выделяющиесягазы собирают в разные сосуды или непосредственно используют.
Вусловиях школьной лаборатории в качестве электролита удобнее воспользоватьсяраствором щелочи. Тогда электроды можно изготовить из железной проволоки илилиста. В щелочной среде разрядке на катоде подвергаются непосредственномолекулы воды:
Н2О+ ё — Н° + Н-
Н°+ Н° — H2
Дляопыта используют лабораторный электролизер. Это U-образная трубка из стекла, в которую впаяны электроды. Приэлектролитическом способе получают достаточно чистый кислород (0,1% примесей).
Рассмотримеще один химический способ получения кислорода. Если нагревать оксид бария ВаОдо 540СС, то он присоединяет атмосферный кислород с образованием пероксидабария ВаО2. Последний при нагревании до 870°С разлагается, и выделяетсякислород:
2ВаО+ О2 = 2ВаО2
2ВаО2= 2ВаО + О2
Пероксидбария выполняет роль переносчика кислорода.
Впрошлом столетии были разработаны установки для получения кислорода этимспособом. Они включали в себя вертикально расположенные емкости, которые имелисистему подогрева. Через нагретый до 400 — 500°С оксид бария пропускали токвоздуха. После образования пероксида бария подачу воздуха прекращали, а емкостинагревали до 750°С (температура разложения ВаО2).
Сразвитием техники получения низких температур был разработан физический способполучения кислорода из атмосферного воздуха. Он основан на глубоком охлаждениивоздуха и использовании различия в температурах кипения газов, входящих всостав воздуха.
Жидкийвоздух, получаемый в холодильных установках, представляет собой смесь,состоящую из 79% азота и 21 % кислорода по объему. Жидкий азот кипит притемпературе — 195,8°С, а жидкий кислород — при температуре — 182,9°С. Наразности температур кипения азота и кислорода основано их разделение. Дляполного разделения жидкого кислорода и газообразного азота применяютмногократное испарение жидкого воздуха, сопровождающееся конденсацией егопаров. Этот процесс носит название фракционной перегонки илиректификации. В настоящее время этот способ стал основным способомполучения технического кислорода (дешевое сырье и большая производительностьустановок). Жидкий кислород хранят и перевозят в специально приспособленных дляэтого емкостях-цистернах и танках, снабженных хорошей теплоизоляцией.
Посколькуфизический способ получения кислорода широко используют в промышленности,химические способы получения практически утратили свое техническое значение ислужат для получения кислорода в лаборатории.
Всвязи с развивающимся научно-техническим прогрессом людей всего мира начинаеттревожить судьба кислорода и загрязненность атмосферы. Во многих городах ужесейчас становится трудно дышать. По данным мировой статистики, все автомобилитолько за час работы выбрасывают в воздух до 600 тыс. т ядовитого оксидауглерода СО. При сгорании 1 т бензина в автомашине образуется 600 кг оксидауглерода СО. В настоящее время мировой автомобильный парк насчитывает 190 млн.машин. По прогнозам специалистов в 1980 г. их число превысит 200 млн. Эти цифрызаставляют задуматься.
Отравлениевоздуха автомобильными выхлопными газами приняло угрожающий характер в такихгородах, как, Токио, Лондон, Нью-Йорк, Париж, Рим, Москва. Кроме этого,атмосферу загрязняют и другие вредные газы (SO2, H2S), зола, дым, выбрасываемыемногими предприятиями. В результате за последние 100 лет количество солнечныхдней вокруг промышленных центров уменьшилось на четверть: там, где их было 200,стало 150. Во всех крупных городах мира в результате густых грязных тумановсолнечное освещение уменьшилось по сравнению с началом XX в. на 10—30%. ВЛондоне в 1952 г. за несколько дней, пока в воздухе стоял грязный и непригодныйдля дыхания туман, погибло около 4000 человек. Поэтому борьба за чистотувоздуха 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 поддерживаеткруговорот кислорода в атмосфере Земли. Зеленые растения — это исполинскаялаборатория, вырабатывающая кислород и поглощающая оксид углерода СО2. Ученыеподсчитали, что растения земного шара ежегодно поглощают около 86,5 млрд. токсида СО2. В связи с этим создание зеленых парков вокруг больших городов,устройство садов, разбивка скверов и цветников — составная часть современногоградостроительства, столь же необходимая, как устройство водопровода и уличногоосвещения. Подсчитано, что в зоне зеленых насаждений Москвы, Ленинграда,Харькова запыленность воздуха в 2—3 раза меньше, чем на прилегающих улицах.
Втечение последних лет в России остро стоит проблема лесных пожаров. Тысячигектаров лесных насаждений гибнут в огне. Я считаю, что если не будут принятычрезвычайные меры по тушению пожаров, восстановлению лесных массивов вближайшее время нас ждет экологическая катастрофа. Горят заповедники, леса,гибнут уникальные растения, животные. В теплое время года города, села… окутаныдымом. Вредные вещества в большом количестве содержаться в воздухе, которым мыдышим. В связи, с чем возникают или обостряются различные хроническиезаболевания у людей, снижается иммунитет. Рождаются дети с врожденными порокамиразвития, иммунодефицитом, поражением центральной нервной системы…
Охранаприроды, заповедников существует давно. Но вероятно, на данном этапе развитиянашей страны этот вопрос остался на последнем месте. Необходимо всем людямодуматься и бережно относиться к нашей природе. Ведь 95% всех лесных пожароввозникают по их вине.
VII. Применение кислорода.
Применениелюбых веществ связано с их физическими и химическими свойствами, а такжераспространением их в природе.
Количествометалла, производимого на душу населения, является одной из мер уровня развитияпромышленности в каждой стране. Выплавка же черных и цветных металловневозможна без кислорода.
Сейчасв нашей стране только черная металлургия поглощает свыше 60% получаемогокислорода. Но кислород используется еще и в цветной металлургии.
Кислородинтенсифицирует не только пирометаллургические процессы, но игидрометаллургические, где основной процесс извлечения металлов из руд или ихконцентратов основан на воздействии специальных реагентов на водные растворы.Так, в настоящее время основным способом извлечения золота из руд являетсяцианирование. Оно позволяет извлекать из золотоносных руд до 95% золота ипоэтому применяется даже при переработке руд с низким содержанием золота.Процесс растворения золота, содержащегося в рудах, очень трудоемкая операция.Оказалось, что растворение этого металла можно значительно ускорить, есливместо воздуха использовать чистый кислород. Золото в цианистых растворахобразует комплексное соединение Na[Au(CN)2],которое далее обрабатывают цинком, и в результате выделяется золото:
4Аu + 8NaCN + 2H2O + O2 = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH
2Na [Аu(CN)2] + Zn = Na2 [Zn (CN)4] +2Аu
Данныйметод извлечения золота из руд был разработан русским инженером П. Р.Багратионом, родственником героя Отечественной войны 1812г.
Кислороднаходит широкое применение в химической промышленности. На нужды этой отрасли внашей стране расходуется около 30% производимого кислорода. Замена воздуха накислород в процессе производства серной кислоты контактным способом повышаетпроизводительность установки в пять-шесть раз. Но не только в этом заключаетсявыгода от применения кислорода вместо воздуха. Чистый кислород позволяетполучить 100-процентный оксид серы без проведения дополнительных трудоемкихопераций, которые необходимы при использовании воздуха в качестве окислителя.
Приполучении азотной кислоты способом каталитического окисления аммиака в качествеокислителя также используется кислород. Если содержание его в воздухе повыситьдо 25%, то производительность установки возрастает в два раза.
Приучастии кислорода в процессе термоокислительного крекинга в больших масштабахполучают ацетилен, который широко используется для резки и сварки металлов идля синтезов органических веществ:
6СН4+ 4О2 = С2Н2 + 8Н2 + 3СО + СО2 + 3Н2О
Кислородприменяется для получения высоких температур. Если сжигать водород в токекислорода, то при образовании 1 моль воды выделяется 286,3 кдж, а 2 моль —572,6 кдж. Это же колоссальная энергия! Высокие температуры, достигаемые впламени таких горелок (до 3000°С), используются для резки и сварки металлов.
Кислородслужит и в космосе. Так, в двигателе второй ступени американской космическойракеты «Центавр» окислителем служил жидкий кислород. Кислород широкоприменяется и в ракетах для различных высотных исследований.
Жидкийкислород входит в состав взрывчатых веществ. Длительное время для различныхвзрывных работ применяли аммониты и другие азотсодержащие взрывчатые вещества.Их использование представляло определенные трудности, например сложность иопасность транспортировки, необходимость строительства складов. В настоящеевремя взрывчатые вещества с жидким кислородом можно изготовить на местеупотребления. Любое пористое горючее вещество (опилки, торф, сено, солома),будучи пропитанным жидким кислородом, становится взрывчатым. Такие веществаназываются оксиликвитами и при необходимости могут заменить динамит приразработке рудных месторождений. При взрыве применяют оксиликвитный патрон —простой длинный мешочек, наполненный горючим материалом, в который вставляютэлектронный запал. Его заряжают непосредственно перед закладкой в шпур путемпогружения в жидкий кислород. Шпур — это круглое отверстие, которое бурятобычно в горных породах и наполняют взрывчатым веществом. Если взрываоксиликвитного патрона в шпуре почему-либо не произойдет, патрон разряжаетсясам в результате испарения из него жидкого кислорода. Действие оксиликвитовосновано на чрезвычайно быстром сгорании органических веществ в чистомкислороде. Кратковременный процесс сгорания сопровождается интенсивным выделениембольших количеств тепла и газов, что обуславливает применение оксиликвитов вкачестве мощных взрывчатых веществ, обладающих бризантным (дробящим) действием.
Кислородприменяется в медицине, в авиации. В лечебной практике при легочных и сердечныхзаболеваниях, когда затруднено дыхание, больным дают кислород из кислородныхподушек, помещают их в специальные палаты, в которых поддерживается необходимаяконцентрация кислорода. Один вдох кислорода человеком равносилен пяти вдохамвоздуха. Таким образом, при вдыхании этот газ не только поступает в организмбольного в достаточном количестве, но и сберегает силы для самого процессадыхания. Кроме этого, подкожное введение кислорода оказалось эффективным прилечении некоторых заболеваний, например гангрены, тромбофлебита, слоновости итропических язв.
Явление«кислородного голодания» в организме может наступить и от недостатка кислородав окружающей среде. Например, на высоте 10000 м барометрическое давлениевоздуха снижается до 217 мм рт. ст. и абсолютное содержание кислорода в воздухеуменьшается в четыре раза. Этого количества газа слишком мало для нормальногопроцесса дыхания. Поэтому на больших высотах летчики пользуются баллонами скислородом.
VIII. Озоновыйслой над Землей.
Озон— «родной брат» кислорода. Его молекула образована тремя атомами этогохимического элемента: О3. Там, где бывает электрическая искра, появляетсясвоеобразный запах свежести, потому что электрический разряд — это условие дляпревращения кислорода воздуха в озон:
ЗО2 = 2О3
кислород озон
Запахозона мы ощущаем в воздухе после грозы. Озон есть в хвойных лесах, особенно всосновых. При разложении древесной смолы образуется немного озона.
Озоннижнего слоя воздуха рассеян, содержание его небольшое. Этот газ недолговечен,потому что вновь превращается в кислород:
2О3 = ЗО2
озон кислород
Дажев небольших количествах озон выполняет роль окислителя многих веществ. Озономобеззараживают водопроводную воду, очищают воздух от болезнетворных бактерий.Из-за своей активности озон может стать опасным для здоровья человека иживотных, если будет превышен предел его допустимого содержания в воздухе.Однако этого в природе не происходит.
Высоконад Землей, в стратосфере на высоте до 30 км (над уровнем моря) постояннонаходится тонкий слой озона, защищающий жизнь на нашей планете от губительногодействия коротковолнового ультрафиолетового излучения Солнца. Озон поглощаетсолнечное ультрафиолетовое излучение, и на Землю проникает лишь часть его, непричиняющая особого вреда ее обитателям. Задерживаются вредные для всего живогокороткие волны, пропускаются на Землю длинные ультрафиолетовые волны, которыебезвредны.
Встратосфере озона больше, чем в приземном воздухе, однако, это не значит, чтослой образован только озоном. Лишь 1 молекула озона в озоновом слое приходитсяна 100000 молекул других газов. Но этого озона достаточно для защиты жизни напланете от действия ультрафиолетового излучения.
Чем же опасны ультрафиолетовые лучи? Они изменяют структуру молекулбелков — носителей жизни. От них страдают, прежде всего, простейшиемикроорганизмы и водоросли. Их гибель в водах Мирового океана может привести ктому, что прервутся цепи питания, и тогда пострадают многие крупные обитателиморских вод. Сухопутные организмы по-разному воспринимают эти лучи. Одниживотные и растения их выдерживают, другие заболевают и гибнут. Воздействиесильного ультрафиолетового излучения может нарушить соотношение численностихищных и травоядных животных, паразитов и их хозяев. Понятно, что последствиятаких изменений пагубно скажутся на экологии Земли.
Длинноволновыеультрафиолетовые лучи воздействуют на кожу человека, появляется загар. Но накоротковолновое излучение клетки кожи могут болезненно отреагировать, появятсяразного рода опухоли. Утрафиолетовое излучение вредно и для зрения.
Вотпочему так важно, что над Землей есть защитный озоновый слой!
Встратосфере озон существует довольно долго, ему там не приходится частовстречаться с веществами-восстановителями, но если они туда проникают, то озонреагирует с ними и его количество уменьшается. Такое явление сниженияконцентрации озона в каких-то участках стратосферы называют образованием«озоновых дыр». В последнее время зафиксировали снижение концентрации озона встратосфере почти на 40% над Антарктидой. Этот плоский континент окруженокеаном, над Южным полюсом образуется как бы воронка из ветров, циркулирующихвокруг материка и приносящих вещества, с которыми реагирует озон. Какие этовещества?
Этоискусственно полученные и очень ценные в практическом отношении вещества —хлорфторуглеводороды разного состава, например такие:
Этивещества получают при реакциях замещения галогенами атомов водорода вуглеводородах. Хлорфторуглеводороды — стойкие вещества, не растворяются в воде,неядовиты, не горят, не вызывают коррозии, отличные изоляторы. Из них делаютутеплители для стен зданий, одноразовую посуду для горячих напитков. Жидкиевещества из этой группы (фреоны) — хорошие растворители, эффективныехладоагенты в холодильниках и кондиционерах. Их применяют в аэрозольныхбаллончиках как безвредные растворители специальных веществ, в системахавтоматического пожаротушения (CBrF3).
Производствоэтих веществ развивалось ускоренными темпами до тех пор, пока не обнаружили,что они, попадая в стратосферу, разрушают озон (Сейчас стараются заменитьфреоны на менее летучие вещества. Например, в качестве хладоагентов используютфторхлорметан, а для аэрозольных баллонов применяют сжиженные газообразныепредельные углеводороды).
Достратосферы эти вещества доходят без изменений. Ведь они химически устойчивы. Ав стратосфере, где много ультрафиолетового излучения, их молекулы разрушаются,при этом отщепляются активные атомы галогена, в частности хлора:
Одноатомныйхлор-радикал реагирует с озоном:
03 + Сl = О2 + СlO
озон хлор кислород оксид
(радикал) хлора (II)
Поддействием ультрафиолетовых лучей из озона образуется кислород, который в моментвыделения также бывает в активном одноатомном состоянии:
03 = 02 + О
озон кислород атомарный
кислород
Оксидхлора (II) реагирует с атомарным кислородом, и тогда вновь образуетсяхлор-радикал, который опять разрушает озон; происходит, цепная реакция,повторяющаяся многократно:
СlO + О = Сl + О2
оксид атомарный хлор кислород
хлора(II) кислород (радикал)
О3+ С1= О2 + СlO
Одинатом хлора участвует в серии таких реакций и может разрушить до 100000 молекулозона. Хлор может «выйти из игры» тогда, когда ему встретится молекула метана.Тогда он, присоединив к себе один атом водорода из метана, образуетхлороводород, который при растворении в воде образует соляную кислоту. Такхлор-разрушитель возвращается на Землю в виде кислотного дождя:
СН4 + 2С1 — СН3С1 + НС1
метан хлор хлор хлороводород
(радикал) метан (в растворе — соляная кислота)
Дажеесли производство хлорфторуглеводородов будет повсеместно сокращено, процессразрушения озонового слоя над всей планетой будет продолжаться. Обедненныйозоном воздух постепенно рассеивается, газы в атмосфере перемешиваются,содержащиеся в воздухе хлорфторуглеводороды будут еще очень долго, не менее чем100 лет, продолжать свою работу, разрушающую озон.
В1990 г. представители правительства 92 стран в Лондоне подписали соглашение ополном прекращении производства хлорфторуглеводородов к 2000 г. Соблюдениеэтого соглашения будет условием постепенного восстановления природногосодержания озона в цтратосфере, потому что концентрация уже попавшего ватмосферу хлора должна со временем уменьшаться, однако это время — столетие.
IX. Заключение.
Итак,мы получили различные сведения из области химии элементов VI группы и в большей степени о кислороде,узнали о том, где и как применяют и получают кислород, также узнали овоздействии кислорода на нашу жизнь, народное хозяйство и культуру.
Еслипосле чтения моего реферата у вас возникло желание поближе познакомиться снеобъятной областью той науки, откуда почерпнуты сведения по элементам VIгруппы периодической системы Д. И. Менделеева, то я выполнила свою задачу.
Список литературы
1.Химия. Для школьников ст. классов и поступающих в вузы: Учеб. Пособие / Н. Е.Кузьменкою, В. В. Еремин, В. А. Попков — 4-е изд., стереотип. — М.: Дрофа,2001. — 544 с.: ил.
2.Книга для чтения по неорганической химии. Кн. для учащихся. В 2 ч. Ч. 1 / сост.В. А. Крицман — 3-е изд. — М.: Просвещение, 1993. — 192 с., 8 л ил.: ил. — ISBN 5-09-002972-5
3.Химия. Учеб. для 9 кл. сред. шк. / Ф. Г. Фельдман, Г. Е. Рудзитис — М.:Просвещение, 1990. — 176 с.: ил. ISBN5-09-002624-6
4.Химия: Учеб. для 8-9 кл. общеобразоват. Учреждений / Р. Г. Иванова. — 3-еизд., М.: Просвещение, 2001. — 270 с.: ил. — ISBN 5-09-010278-3
5.Путешествие по шестой группе. Элементы VI группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие дляучащихся. / Г. Л. Немчанинова — М., «Просвещение», 1976 — 128 с.: ил.