Кисень Його властивості та застосування

Реферат виконала: уч-ца 9класс «А» Васильєва Н.

Міністерство освіти Російської Федерації

Середня загальноосвітня школа № 34.

м. Хабаровськ

2003р.

I. Введення.

Якщо подивитися на таблицю періодичної системи Д.І. Менделєєва і поглянути на групу VI, то можна побачити, що в ній знаходяться елементи, атоми яких мають 6 валентних електронів і вищий ступінь окислення їх у з'єднаннях +6. VI група розділена на дві підгрупи - головну і побічну. У головну входять елементи малих і великих періодів: O (кисень), S (сірка), Se (селен), Te (телур), Po (полоній); в побічну - елементи тільки великих періодів: Cr (хром), Mo (молібден ), W (вольфрам). Такий розподіл свідчить про те, що всередині навіть однієї групи є елементи, більш близькі за своїми властивостями один одному і менш схожі.

Дійсно, в головній підгрупі є елементи, що мають в основному неметалічний характер. Найсильніше ці властивості виявляються у кисню і сірки. Селен і телур займають проміжне положення між металами і неметалами. За хімічними властивостями вони стоять ближче до неметалів. У полонію, найбільш важкого елементу підгрупи, радіоактивного і порівняно коротко живе, металевий характер виражений більш яскраво, але по окремих властивостях він близький телур. Відповідно до цього при переході від кисню до полонію спостерігається велика різноманітність у структурних типах кристалічних граток, як у простих речовин, так і в їхніх сполук.

Кисень, сірку, селен і телур об'єднують в групу «халькогенів», що в перекладі грецького означає «породжують руди». Ці елементи входять до складу багатьох руд. Так, більшість металів у природі знаходиться у зв'язаному стані у вигляді сульфідів, оксидів, селенідів і т.д. Наприклад, найважливішими рудами заліза і міді є червоний залізняк Fe2O3, магнітний залізняк Fe3O4, пірит FeS2, червона магнітна руда Cu2O, мідний блиск Cu2S. У складі всіх наведених руд містяться елементи VI групи.

Побічну підгрупу становлять метали: хром, молібден і вольфрам. По більшості фізичних і хімічних властивостей молібден і вольфрам схожі між собою й трохи відрізняються від хрому.

II. Характеристика елементів VI підгрупи.

Хімічні властивості елементів визначаються, перш за все, будовою зовнішніх електронних шарів (енергетичних рівнів). На приведеній схемі (рис.1) показано послідовне заповнення електронами шарів атомів елементів VI групи.

Максимально можливу кількість електронів у шарах (Z) визначається за формулою: Z = 2n2, де n - номер шару.

Відповідно до цієї залежності число електронів повинна дорівнювати: у першому шарі - 2, у другому - 8, у третьому - 18, у четвертому - 32 і т.д. Однак більше ніж 32 електрона в шарі атомів будь-яких нині відомих елементів не виявлено.

O Cr

+8 2 6 1 13 8 2 +24

S Mo

+16 2 8 6 1 13 18 2 серпень +42

Se W

+34 2 8 18 6 2 12 32 18 8 лютого +74

Te

+52 2 8 18 18 6

Po

+84 2 8 18 32 18 6

Рис. 1. Схема будови атомів елементів VI групи.

Електронна будова атомів елементів VI групи може бути представлене в такий спосіб (табл. 1).

Таблиця 1

Електронні конфігурації атомів елементів VI групи

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

Якщо придивитися до зображених структурам, то можна помітити, що сума електронів двох останніх підрівнів в атомах всіх зазначених елементів дорівнює 6. У цьому - причина спільності хімічних властивостей. Але видно і велика різниця в електронних конфігураціях між атомами елементів головної та побічної підгруп.

Атоми елементів головної підгрупи на зовнішньому електронному шарі мають однакове число електронів - 6. Останні розташовані на s-і р-підрівні (s2 p4) і беруть участь в утворенні хімічних зв'язків.

Елементи, в атомах яких заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього шару, називаються р-елементами. Такими є кисень, сірка, телур, селен і полоній: у їх атомах заповнений s-підрівень і заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього шару. Для атомів цих елементів специфічна тенденція до тяжіння додаткових (двох), в порівнянні з нейтральними атомами, електронів. Проявляється вона в їх сполуки з неметалами (CuS, Na2S, K2Te) і в існуванні негативних іонів в розплавах солей найбільш активних металів (S2-, Se2-, Te2-).

Слід зауважити, що у атомів телуру і полонію не добудований передостанній шар на відміну від кисню, сірки і селену, де він повністю заповнений. Але незважаючи на спільність властивостей р-елементів VI групи, є і деякі відмінності між ними.

Атоми хрому, молібдену мають по 1 електрону у зовнішньому електронному шарі і по 13 електронному - в передостанньому. У атомів вольфраму число електронів у зовнішньому шарі збільшується до 2, а в передостанньому зменшується до 12. Елементи, в атомах яких заповнюється електронами d-підрівень шару, сусіднього з зовнішнім шаром, називаються d-елементами. Такими є хром, молібден і вольфрам.

Отже, зовнішній шар елементів побічної підгрупи (d-елементів) представлений тільки s-подуровнем і в освіті хімічного зв'язку, крім 1-2 електронів з цього підрівня, бере участь певна кількість електронів з d-підрівня передостаннього шару. Ці відмінності позначаються на хімічних властивостях d-елементів. Перш за все, це - метали. Їх специфічні властивості пов'язані з невеликим числом зовнішніх електронів в атомах. За певних умов, наприклад у водних розчинах кислот, 2 або 3 електрона повністю переходять до інших атомів, і атоми металу перетворюються відповідно у двох-або трехзарядовие гідратовані катіони. Здатність атомів металів частково або повністю зміщувати свої електрони до інших атомів зумовлює утворення міцних сполук з неметалами, витіснення водню з кислот, основний характер оксидів і гідроксидів і т.д.

Отже, число і стан електронів на зовнішніх рівнях атома - один з найважливіших ознак хімічної природи. Проте хімічна індивідуальність окремих елементів - їх металеві і неметалеві активність - визначається не тільки зовнішніми електронними структурами атомів, але і будовою їх атомів в цілому: зарядом ядра, кількістю та станом електронів в окремих шарах, радіусами атомів.

Кількісна характеристика хімічних властивостей елементів визначається будовою зовнішнього електронного шару, до складу якого можуть входити електрони одного шару різних підрівнів або іноді і суміжних підрівнів двох сусідніх шарів (наприклад, у елементів побічних підгруп).

В атомі кисню два не спарених р-електрона з чотирьох, і тому для утворення двох електронних пар при взаємодії з тим чи іншим атомом не потрібно енергії збудження (a). Осередки відповідає певним станам (орбиталям) електронів на кожному підрівнем; підрівні характеризуються різною формою електронних хмар. Електрони на схемі показані стрілками. У всіх з'єднаннях для кисню типова ступінь окислення -2, виняток становлять O +2 F2 і O +4 O2 (озон).

У аналогів кисню (сірка, селен, телур і полоній) становище зовсім інше. Наприклад, в зовнішньому електронному шарі атома сірки також знаходяться 6 електронів, але на відміну від кисню там може бути 18, тобто є вакантні місця (б). Отже, щоб сірка вступила в реакцію, придбала в з'єднаннях ступінь окислення +4 або +6, потрібно невелике порушення атома, тому що електрони переводяться на d-підрівень того ж енергетичного шару, що безсумнівно вимагає певних витрат енергії (в і г).

Те ж пояснення можна застосувати до селену, телуру, полонію і металів підгрупи хрому. Ці елементи можуть проявляти різну ступінь окислення: від -2 до +6.

Таблиця 2

Можливі ступені окислення атомів елементів VI групи

У таблиці 2 наведено ступеня окислення атомів елементів VI групи.

У елементів головної підгрупи є широкі границі зміни ступеня окислення: від гранично можливої ​​негативної -2 до гранично позитивною, що відповідає номеру групи.

При переході від кисню до телуру і від хрому до вольфраму температури плавлення і кипіння зростають. Найменші температури кипіння і плавлення має кисень, так як до поляризації його молекули невелика. Цим же можна пояснити і погану розчинність кисню у воді: 5 обсягів О2 в 100 об'ємах Н2О при 0 ° С.

Самим тугоплавким і висококиплячих серед всіх металів є вольфрам. Температура кипіння його майже 6000 ° С, як на поверхні Сонця. Плавиться вольфрам при 3380 ° С. При такій температурі більшість металів перетворюється на пару.

Високі температури плавлення металів VI групи пояснюються тим, що у них велика електронна густина, тобто велика кількість вільних електронів в одиниці об'єму. Як відомо, металевий зв'язок обумовлена ​​взаємодією вільних електронів з іон-атомами. У металів VI групи число вільних електронів доходить до шести на кожен іон-атом, тому вони і тугоплавкі.

Детальніше я розповім про кисень.

III. Історія відкриття кисню.

Відкриття кисню ознаменувало початок сучасного періоду розвитку хімії. З глибокої старовини відомо, що для горіння необхідне повітря, проте сотні років процес горіння залишався незрозумілим. Кисень відкрили майже одночасно два видатних хіміка другої половини XVIII ст. - Швед Карл Шеєле і англієць Джозеф Прістлі. Першим отримав кисень К. Шеєле, але його робота «Про повітря і вогонь", в якій був описаний цей газ, з'явилася трохи пізніше, ніж повідомлення Д. Прістлі.

K. Шеєле і Д. Прістлі відкрили новий елемент, але не зрозуміли його ролі у процесах горіння і дихання. До кінця днів своїх вони залишалися захисниками теорії флогістону: горіння трактувалося як розпад пального тіла з виділенням флогістону, при якому кожне горюча речовина перетворювалося на негорючий:

цинк = флогістон + окалина цинку

(Пальне) (негорючий)

Звідси метали, сірка та інші прості речовини вважалися складними і, навпаки, складні речовини - простими (вапно, кислоти і т. д.).

Необхідність повітря для горіння прихильники флогістонної теорії пояснювали тим, що флогістон не просто зникає при горінні, а з'єднується з повітрям або який-небудь, його частиною. Якщо повітря немає, то горіння припиняється, тому що флогістону немає з чим з'єднуватися.

Ф. Енгельс про відкриття К. Шеєле і Д. Прістлі писав: обидва «вони не знали, щоб виявилося у них в руках ... Елемент, якому судилося повалити всі флогістонної погляди і революціонізувати хімію, пропадав у їх руках зовсім безплідно ». Далі Ф. Енгельс писав, що відкриття кисню належить Лавуазьє, так як К. Шеєле і Д. Прістлі навіть не здогадувалися, що вони описують.

Звільнення хімії від теорії флогістону відбулося в результаті введення в хімію точних методів дослідження, початок яким було покладено працями М. В. Ломоносова. У 1745-1748 рр.. М. В. Ломоносов експериментально довів, що горіння - це реакція сполуки речовин з частинками повітря.

Десять років (1771-1781) були витрачені французьким хіміком Антуаном Лавуазьє на підтвердження справедливості теорії горіння як хімічної взаємодії різних речовин з киснем. Приступаючи до вивчення явищ горіння і «випалювання» металів, він писав: «Я припускаю повторити все зроблене попередниками, приймаючи всілякі запобіжні заходи, щоб об'єднати вже відоме про пов'язаний або звільняються повітрі з іншими фактами і дати нову теорію. Роботи згаданих авторів, якщо їх розглядати з цієї точки зору, дають мені окремі ланки ланцюга ... Але треба зробити дуже багато досліди, щоб отримати повну послідовність ». Відповідні досліди, розпочаті в жовтні 1772 р., були поставлені А. Лавуазьє суворо кількісно, ​​з ретельним зважуванням вихідних і кінцевих продуктів реакцій. Він нагрівав ртуть у запаяній реторті і спостерігав зменшення об'єму повітря в ній, утворення червоних лусочок «ртутної окалини». В іншій реторті він розклав отриману в попередньому досвіді «ртутну окалину», отримав ртуть і невеликий обсяг того газу, який Д. Прістлі назвав «дефлогістрованим повітрям», і зробив висновок: скільки витрачається повітря на перетворення ртуті в окалину, стільки й виділяється його знову при розкладанні окалини.

Залишок повітря в реторті, який не брав участь в реакції, стали називати азотом, що означало неживий (у перекладі з грец. «А» - заперечення, «Зої» - життя). Газ, що утворився в результаті розкладання «ртутної окалини», виявляв протилежні азоту властивості - підтримував дихання і горіння. Тому А. Лавуазьє назвав його «життєвий». Пізніше ця назва він замінив латинським словом «оксігенум», запозиченим з грецької мови, де слово «оксюс» означає кислий, а «Генна» - народжую, виробляю (що породжує кислоту). На російську мову назва елемента переведено буквально - «кисень».

Отже, в 1777 р. була з'ясована сутність горіння. І потреба у флогістон-«вогненної матерії» - відпала. Киснева теорія горіння прийшла на зміну флогістонної.

IV. Біологічна роль кисню.

Кисень - найпоширеніший на Землі елемент, на його частку (у складі різних з'єднань, головним чином силікатів), приходиться близько 47,4% маси твердої земної кори. Морські і прісні води містять величезна кількість зв'язаного кисню - 88,8% (за масою), в атмосфері зміст вільного кисню складає 20,95% (за об'ємом). Елемент кисень входить до складу більше 1 500 з'єднань земної кори.

Кисень в атмосфері Землі почав накопичуватися в результаті діяльності первинних фотосинтезуючих організмів, що з'явилися, ймовірно, близько 2,8 млрд. років тому. Вважають, що 2 млрд. років тому атмосфера вже містила близько 1% кисню; поступово з відновлювальної вона перетворювалася на окислювальну і приблизно 400 млн. років тому придбала сучасний склад. Наявність в атмосфері кисню в значній мірі визначило характер біологічної еволюції. Аеробний (за участю О2) обмін речовин виник пізніше анаеробного (без участі О2), але саме реакції біологічного окислення, більш ефективні, чим древні енергетичні процеси шумування і гліколізу, постачають живі організми здебільшого необхідної їм енергії. Виняток становлять облігатні анаероби, наприклад, деякі паразити, для яких кисень є отрутою. Використання кисню, що володіє високим окислювально-відновним потенціалом, як кінцевого акцептора електронів у ланцюзі дихальних ферментів, привело до виникнення біохімічного механізму подиху сучасного типу. Цей механізм і забезпечує енергією аеробні організми.

Кисень - основний біогенний елемент, що входить до складу молекул усіх найважливіших речовин, що забезпечують структуру і функції кліток - білків, нуклеїнових кислот, вуглеводів, ліпідів, а також безлічі низькомолекулярних сполук. У кожній рослині чи тварині кисню набагато більше, ніж будь-якого іншого елемента (у середньому близько 70%). М'язова тканина людини містить 16% кисню, кісткова тканина - 28.5%; усього в організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 43 кг кисню. В організм тварин і людини кисень надходить в основному через органи дихання (вільний кисень) і з водою (зв'язаний кисень). Потреба організму в кисні визначається рівнем (інтенсивністю) обміну речовин, який залежить від маси і поверхні тіла, віку, статі, характеру харчування, зовнішніх умов та ін В екології як важливу енергетичну характеристику визначають відношення сумарного дихання (тобто сумарних окислювальних процесів) спільноти організмів до його сумарної біомасі.

Невеликі кількості кисню використовують у медицині: киснем (з так званих кисневих подушок) дають якийсь час дихати хворим, у яких утруднений подих. Потрібно, однак, мати на увазі, що тривале вдихання повітря, збагаченого киснем, небезпечно для здоров'я людини. Високі концентрації кисню викликають у тканинах утворення вільних радикалів, що порушують структуру і функції біополімерів. Подібним дією на організм володіють і іонізуючі випромінювання. Тому зниження вмісту кисню (гіпоксія) у тканинах і клітинах при опроміненні організму іонізуючою радіацією має захисну дію - так званий кисневий ефект. Цей ефект використовують у променевій терапії: підвищуючи вміст кисню в пухлині і знижуючи його зміст у навколишніх тканинах підсилюють променеве ураження пухлинних клітин і зменшують ушкодження здорових. При деяких захворюваннях застосовують насичення організму киснем під підвищеним тиском - гіпербаричну оксигенацію.

V. Фізичні та хімічні властивості кисню.

Хімічний елемент кисень утворює два простих речовини - кисень О2 і О3 різні за фізичними властивостями.

Кисень О2-газ, не має кольору і запаху. Молекула його О2. Вона парамагнітної (притягується магнітом), тому що в ній містяться два неспарених електрона. Будова молекули кисню можна представити у вигляді наступних структурних формул:

О - О або О - О

Атмосферний кисень складається з двохатомних молекул. Міжатомну відстань у молекулі О2 0,12074 нм. Молекулярний кисень (газоподібний і рідкий) - парамагнітне речовина, у кожній молекулі О2 є по 2 неспарених електрона. Цей факт можна пояснити тим, що в молекулі на кожній з двох-розпушуючих орбіталей знаходиться по одному неспарених електронів.

Енергія дисоціації молекули О2 на атоми досить висока і складає 493,57 кДж / моль.

Молекула кисню О2 досить інертна. Стійкість молекули кисню і висока енергія активації більшості реакцій окислення обумовлюють те, що при низькій і кімнатній температурах багато реакції за участю кисню протікають з ледь помітною швидкістю. Тільки при створенні умов для появи радикалів - О - або R-О-О-, збуджуючих ланцюговий процес, окислювання протікає швидко. У цьому випадку застосовують, наприклад, каталізатори, які здатні прискорити окислювальні процеси.

При нормальних умовах щільність газу кисню 1,42897 кг / мЗ. Температура кипіння рідкого кисню (рідина має блакитний колір) -182,9 ° С. При температурах від -218,7 ° С до -229,4 ° С існує твердий кисень з кубічною решіткою (-модифікація), при температурах від -229,4 ° С до -249,3 ° С --модифікація з гексагональної гратами і при температурах нижче -249,3 ° С - кубічна-модифікація. При підвищеному тиску і низьких температурах отримані й інші модифікації твердого кисню.

При 20 ° С розчинність газу О2: 3,1 мл на 100 мл води, 22 мл на 100 мл етанолу, 23,1 мл на 100 мл ацетону. Існують органічні фторовмісні рідини (наприклад, перфторбутилтетрагидрофуран), в яких розчинність кисню значно вища.

Висока міцність хімічного зв'язку між атомами в молекулі О2пріводіт до того, що при кімнатній температурі газоподібний кисень хімічно досить малоактивний. У природі він повільно вступає в перетворення при процесах гниття. Крім того, кисень при кімнатній температурі здатний реагувати з гемоглобіном крові, що забезпечує перенос кисню від органів дихання до інших органів.

З багатьма речовинами кисень вступає у взаємодію без нагрівання, наприклад, з лужними і лужноземельними металами (утворюються відповідні оксиди типу Li2O, CaO та ін, пероксиди типу Na2О2, BaO2 та ін і супероксиди типу КО2, RbО2 та ін), викликає утворення іржі на поверхні сталевих виробів. Без нагрівання кисень реагує з білим фосфором, з деякими альдегідами й іншими органічними речовинами.

При нагріванні, навіть невеликому, хімічна активність кисню різко зростає. При підпалюванні він реагує з вибухом з воднем, метаном, іншими пальними газами, з великою кількістю простих і складних речовин.

Звичайний атмосферний кисень складається із суміші трьох ізотопів: 16о (99,7%), 17о (0,01%), 18О (0,2%). З огляду на те що вміст ізотопів 17о і 18О в кисні невелика в порівнянні з ізотопом 16о, атомна маса кисню прийнята рівною 15,9994 у. е.

У залежності від природних умов ізотопний склад кисню може змінюватися, то збагачуючись важкими ізотопами, то збіднюючи ними. Так, молекули води Н216О переходять в пароподібний стан щодо легше, ніж молекули Н217О і Н218О. Тому до складу водяних парів, що випаровуються з моря, входить кисень з відносно меншим вмістом важких ізотопів, ніж кисень, що залишається в морській воді.

За допомогою атомів важкого ізотопу кисню 18О вдалося з'ясувати «походження» кисню, що виділяється рослинами в процесі фотосинтезу. Раніше вважали, що це кисень, вивільнений з молекул оксиду вуглецю, а не води. В даний час стало відомо, що рослини зв'язують кисень оксиду вуглецю, а в атмосферу повертають кисень з води.

Кисень утворює сполуки з усіма елементами, крім деяких благородних газів (гелію, неону, аргону). Так, з більшістю металів кисень реагує вже при кімнатній температурі, наприклад:

2Na ° + О2 ° = Na2 +102-2

Na ° -1 (е) Na +1 2 відновник

O2 ° +2 (е) 2 2O-2 окислювач

2Zn ° + O2 ° = 2Zn +2 O-2

Zn ° -2 (е) Zn +2 відновник

O2 ° +2 (е) 2 2O-2 окислювач

З неметалами кисень реагує, як правило, при нагріванні. Так, з фосфором кисень активно реагує при температурі 60 ° С:

4Р ° + 502 ° = 2Р2 +505-2

P ° -5 (е) P +5 +2 відновник

O2 ° +2 (е) 2 2O-2 5 окислювач

з сірою - при температурі близько 250 ° С:

S ° + 02 ° = S +402-2

S ° -4 (е) S +4 відновник

O2 ° +2 (е) 2 2O-2 2 окислювач

з вуглецем (у вигляді графіту) - при 700-800 ° С:

З ° + О2 ° = С +4 О2-2

C ° -4 (е) C +4 відновник

O2 ° +2 (е) 2 2O-2 2 окислювач

Взаємодія кисню з азотом починається лише при 1200 ° С або в електричному розряді:

N2 + О2 2NO - Q.

Кисень реагує і з багатьма складними сполуками, наприклад, з оксидами азоту він реагує вже при кімнатній температурі:

2N +2 O + О2 ° = 2N +4 О2-2

N +2 -2 (е) N +4 1 відновник

O2 ° +2 (е) 2 2O-2 2 окислювач

Сірководень, реагуючи з киснем при нагріванні, дає сірку:

2H2S-2 + О2 ° = 2S ° + 2Н2О-2

S-2 -2 (е) S ° відновник

O2 ° +2 (е) 2 2O-2 окислювач

або оксид сірки (IV)

2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О

в залежності від співвідношення між киснем і сірководнем.

У наведених реакціях кисень є окислювачем. У більшості реакцій окислення з участю кисню виділяється тепло і світло - такі процеси називаються горінням.

Аллотропной модифікацією кисню є озон. Молекула його трьохатомна - О3. Будова її можна представити наступною структурною формулою:

Про

Про

Про

Будь-яке зміна числа або розташування одних і тих самих атомів в молекулі тягне за собою появу якісно нової речовини з іншими властивостями. Озон за своїми властивостями відрізняється від кисню. У звичайних умовах це газ синього кольору, з різким дратівливим запахом. Назва його походить від грецького слова «озейн», що означає запах. Він токсичний. На відміну від кисню молекула озону характеризується великою молекулярною масою, полярізуємостью та полярністю. Тому озон має більш високу температуру кипіння (-111,9 ° С), ніж кисень (- 182,9 ° С), інтенсивне забарвлення і кращу розчинність у воді.

У природних умовах озон утворюється з кисню при грозових розрядах, а на висоті 10-30 км - при дії ультрафіолетових сонячних променів. Він затримує шкідливе для життя ультрафіолетове випромінювання Сонця. Крім цього, озон поглинає інфрачервоні промені Землі, перешкоджаючи її охолодження. Отже, алотропна форма кисню - озон - відіграє велику роль у збереженні життя на Землі.

Утворення озону супроводжується виділенням атомного кисню. Це в основному ланцюгові реакції, у яких поява активної частки (вона позначається зазвичай знаком *) викликає велике число (ланцюг) послідовних перетворень неактивних молекул, наприклад O2. Ланцюгову реакцію утворення озону з кисню можна виразити наступною схемою:

О2 + hv - О2 *

* O2 + O2 = O3 + O

О + О2 = О3,

або сумарно:

3О2 = 2О3

У техніці озон отримують при електричних розрядах в озонатори.

Молекула О3 нестійка, і при великій концентрації озон розпадається з вибухом:

2О2 = 3О2

Окислювальна активність озону набагато вище, ніж у кисню. Наприклад, вже в звичайних умовах озон окисляє такі малоактивні прості речовини, як срібло і ртуть з утворенням їх оксидів і кисню:

8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2

Як сильний окислювач, озон використовується для очищення питної води, для дезінфекція повітря. Повітря хвойних лісів вважається корисним, тому що в ньому міститься невелика кількість озону, який утворюється при окисленні смоли хвойних дерев.

Ще більш сильним окислювачем, ніж кисень О2, є озон О3 (Аллотропических модифікація кисню). Він утворюється в атмосфері при грозових розрядах, чим пояснюється специфічний запах свіжості після грози.

У лабораторіях озон отримують пропусканням розряду через кисень (реакція ендотермічна):

302 203 - 284 кДж.

При взаємодії озону з розчином йодиду калію виділяється йод, тоді як з киснем ця реакція не йде:

2KI + 2003 + Н20 = I2 + 2КОН + 02.

Реакція часто використовується як якісна для виявлення іонів I-або озону. Для цього в розчин додають крохмаль, який дає характерний синій комплекс з виділом йодом. Реакція якісна ще й тому, що озон не окисляє іони Cl-і Br-

Є ще одна модифікація кисню - четирехатомная (О4):

O - O

O - O

Ця модифікація утворюється при слабкій взаємодії двох молекул кисню. Зміст четирехатомних молекул в газоподібному кисні в звичайних умовах складає всього лише 0,1% від загального числа молекул, в рідкому і твердому кисні - до 50%. Існує рівновагу:

2О2 - О4

При низьких температурах воно зміщений вправо, тобто в бік утворення молекул О4. Структурні зміни молекул викликають відмінності у властивостях речовин. Так, рідкий і твердий кисень на відміну від газоподібного пофарбовані в синій колір.

Кисень при нагріванні взаємодіє з воднем з утворенням води. При підпалюванні суміші обох газів в об'ємних пропорціях 2:1 (гримучий газ) реакція протікає з вибухом. Але вона може протікати і спокійно, якщо цю суміш привести в зіткнення з дуже малою кількістю мелкораздробленной платини, що грає роль каталізатора:

2Н2 + О8 = 2 Н20 + 572,6 кДж / моль

Кисень безпосередньо може окислювати всі метали. Якщо метал має високу летючість, то процес окислення звичайно йде у вигляді горіння. Горіння ж малолетучих металів в кисні може здійснюватися за умови високої летючості утворюється оксиду. Ефективність цього процесу залежить від відновної активності металу і характеризується величиною теплоти освіти получающегося продукту. Продукти взаємодії металів з киснем (оксиди) можуть бути основним, кислотними та амфотерними.

При горінні деяких активних металів в кисні іноді утворюються не їх оксиди, а надпероксід і пероксиди. Так, при горінні калію і рубідію утворюються надпероксід цих металів:

K + O2 = KO2

Пов'язано це з тим, що молекула кисню може приєднувати або втрачати електрони з утворенням молекулярних іонів типу О2-2, O2-і O2 +. Приєднання одного електрона до кисню викликає утворення надпероксід-іона O2:

О - О + е = [О - О] -

Наявність непарного електрона в іоні О2-обумовлює парамагнетизм надпероксід.

Приєднуючи два електрони, молекула кисню пре

обертається в пероксид-іон О2-2, в якому атоми связа

ни одного двухелектронной зв'язком, і тому він диамагнитен:

О - О + 2е = [О - О] -2

Наприклад, взаємодія барію з киснем йде з утворенням пероксиду BaO2:

Ва + О2 = ВАО2

VI. Отримання кисню.

Різноманіття хімічних сполук, що містять кисень, і їх доступність дозволяють отримувати кисень різними способами. Всі способи отримання кисню можна розділити на дві групи: фізичні і хімічні. Більшість з них відноситься до хімічних, тобто в основі отримання кисню лежать ті чи інші реакції. Наприклад, коли необхідний особливо чистий кисень, його одержують із води шляхом розкладання її. Розглянемо цей спосіб.

У посудину, наповнений електролітів (дистильована вода, підкислена сірчаної кислотою), опускають електроди, найчастіше платинові, і пропускають електричний струм. Позитивно заряджені іони водню переміщаються до негативно зарядженого електроду (катоду), а негативно заряджені гидроксид-іони ОН-і сульфат-іони SO42-прямують до позитивно зарядженого електроду (анода). На електродах іони розряджаються. Слід зауважити, що розряд іонів Н + і ОН-відбувається набагато легше, ніж сульфат-іонів SO42-Таким чином, на катоді виділяється водень, а на аноді - кисень:

4Н + + 4е - 2Н2

4ОН-- 4е - 2Н2О + О2

Що виділяються гази збирають в різні судини або безпосередньо використовують.

В умовах шкільної лабораторії як електроліту зручніше скористатися розчином лугу. Тоді електроди можна виготовити із залізного дроту або аркуша. У лужному середовищі розрядці на катоді піддаються безпосередньо молекули води:

Н2О + е - Н ° + Н-

Н ° + Н ° - H2

Для досліду використовують лабораторний електролізер. Це U-подібна трубка зі скла, в яку упаяні електроди. При електролітичному способі отримують достатньо чистий кисень (0,1% домішок).

Розглянемо ще один хімічний спосіб одержання кисню. Якщо нагрівати оксид барію ВаО до 540СС, то він приєднує атмосферний кисень з утворенням пероксиду барію ВАО2. Останній при нагріванні до 870 ° С розкладається, і виділяється кисень:

2ВаО + О2 = 2ВаО2

2ВаО2 = 2ВаО + О2

Пероксид барію виконує роль переносника кисню.

У минулому столітті були розроблені установки для отримання кисню цим способом. Вони включали в себе вертикально розташовані ємності, які мали систему підігріву. Через нагрітий до 400 - 500 ° С оксид барію пропускали струм повітря. Після утворення пероксиду барію подачу повітря припиняли, а ємності нагрівали до 750 ° С (температура розкладання ВАО2).

З розвитком техніки отримання низьких температур був розроблений фізичний спосіб отримання кисню з атмосферного повітря. Він заснований на глибокому охолодженні повітря і використанні відмінності в температурах кипіння газів, що входять до складу повітря.

Рідке повітря, що отримується в холодильних установках, являє собою суміш, що складається з 79% азоту і 21% кисню за об'ємом. Рідкий азот кипить при температурі - 195,8 ° С, а рідкий кисень - при температурі - 182,9 ° С. На різниці температур кипіння азоту і кисню грунтується їх розділення. Для повного поділу рідкого кисню і газоподібного азоту застосовують багаторазове випаровування рідкого повітря, що супроводжується конденсацією його парів. Цей процес носить назву фракційної перегонки або ректифікації. В даний час цей спосіб став основним способом отримання технічного кисню (дешева сировина і велика продуктивність установок). Рідкий кисень зберігають і перевозять у спеціально пристосованих для цього місткостях-цистернах і танках, забезпечених доброю теплоізоляцією.

Оскільки фізичний спосіб отримання кисню широко використовують у промисловості, хімічні способи отримання практично втратили своє технічне значення і служать для одержання кисню в лабораторії.

У зв'язку з розвиваються науково-технічним прогресом людей усього світу починає турбувати доля кисню і забрудненість атмосфери. У багатьох містах вже зараз стає важко дихати. За даними світової статистики, всі автомобілі тільки за годину роботи викидають в повітря до 600 тис. т отруйного оксиду вуглецю СО. При згорянні 1 т бензину в автомашині утворюється 600 кг оксиду вуглецю СО. В даний час світовий автомобільний парк налічує 190 млн. машин. За прогнозами фахівців в 1980 р. їх число перевищить 200 млн. Ці цифри змушують замислитися.

Отруєння повітря автомобільними вихлопними газами прийняв загрозливий характер у таких містах, як, Токіо, Лондон, Нью-Йорк, Париж, Рим, Москва. Крім цього, атмосферу забруднюють і інші шкідливі гази (SO2, H2S), зола, дим, що викидаються багатьма підприємствами. У результаті за останні 100 років кількість сонячних днів навколо промислових центрів зменшилася на чверть: там, де їх було 200, стало 150. У всіх великих містах світу в результаті густих туманів брудних сонячне освітлення зменшилася в порівнянні з початком XX ст. на 10-30%. У Лондоні в 1952 р. за кілька днів, поки в повітрі стояв брудний і непридатний для дихання туман, загинуло близько 4000 чоловік. Тому боротьба за чистоту повітря стала однією з актуальних проблем сучасної гігієни.

Відомо, що зелені рослини - неперевершені очищувачі та санітари земної атмосфери. Фотосинтез - єдиний процес, який вже близько 2 млрд. років підтримує кругообіг кисню в атмосфері Землі. Зелені рослини - це велетенська лабораторія, що виробляє кисень і поглинає оксид вуглецю СО2. Вчені підрахували, що рослини земної кулі щорічно поглинають близько 86,5 млрд. т оксиду СО2. У зв'язку з цим створення зелених парків навколо великих міст, пристрій садів, розбивка скверів і квітників - складова частина сучасного містобудування, настільки ж необхідна, як пристрій водопроводу і вуличного освітлення. Підраховано, що в зоні зелених насаджень Москви, Ленінграда, Харкова запиленість повітря в 2-3 рази менше, ніж на прилеглих вулицях.

Протягом останніх років в Росії гостро стоїть проблема лісових пожеж. Тисячі гектарів лісових насаджень гинуть у вогні. Я вважаю, що якщо не будуть прийняті надзвичайні заходи з гасіння пожеж, відновлення лісових масивів найближчим часом нас чекає екологічна катастрофа. Горять заповідники, ліси, гинуть унікальні рослини, тварини. У теплу пору року міста, села ... оповиті димом. Шкідливі речовини у великій кількості містяться в повітрі, яким ми дихаємо. У зв'язку, з чим виникають або загострюються різні хронічні захворювання у людей, знижується імунітет. Народжуються діти з вродженими вадами розвитку, імунодефіцитом, ураженням центральної нервової системи ...

Охорона природи, заповідників існує давно. Але ймовірно, на даному етапі розвитку нашої країни це питання залишилося на останньому місці. Необхідно всім людям одуматися і дбайливо ставитися до нашої природи. Адже 95% всіх лісових пожеж виникають з їхньої вини.

VII. Застосування кисню.

Застосування будь-яких речовин пов'язано з їх фізичними і хімічними властивостями, а також розповсюдженням їх в природі.

Кількість металу, виробленого на душу населення, є одним із заходів рівня розвитку промисловості в кожній країні. Виплавка же чорних і кольорових металів неможлива без кисню.

Зараз у нашій країні тільки чорна металургія поглинає понад 60% одержуваного кисню. Але кисень використовується ще і в кольоровій металургії.

Кисень інтенсифікує не тільки пірометалургічні процеси, але й гідрометалургійні, де основний процес вилучення металів з руд або їх концентратів заснований на дії спеціальних реагентів на водні розчини. Так, в даний час основним способом вилучення золота з руд є ціанування. Воно дозволяє витягати з золотоносних руд до 95% золота і тому застосовується навіть при переробці руд з низьким вмістом золота. Процес розчинення золота, що міститься в рудах, дуже трудомістка операція. Виявилося, що розчинення цього металу можна значно прискорити, якщо замість повітря використовувати чистий кисень. Золото в ціаністих розчинах утворює комплексне з'єднання Na [Au (CN) 2], яке далі обробляють цинком, і в результаті виділяється золото:

4Аu + 8NaCN + 2H2O + O2 = 4Na [Au (CN) 2] + 4NaOH

2Na [Аu (CN) 2] + Zn = Na2 [Zn (CN) 4] + 2Аu

Даний метод вилучення золота з руд був розроблений російським інженером П. Р. Багратіоном, родичем героя Вітчизняної війни 1812г.

Кисень знаходить широке застосування в хімічній промисловості. На потреби цієї галузі в нашій країні витрачається близько 30% виробленого кисню. Заміна повітря на кисень у процесі виробництва сірчаної кислоти контактним способом підвищує продуктивність установки в п'ять-шість разів. Але не тільки в цьому полягає вигода від застосування кисню замість повітря. Чистий кисень дозволяє отримати 100-відсотковий оксид сірки без проведення додаткових трудомістких операцій, які необхідні при використанні повітря як окислювача.

При отриманні азотної кислоти способом каталітичного окислення аміаку в якості окислювача також використовується кисень. Якщо зміст його в повітрі підвищити до 25%, то продуктивність установки зростає в два рази.

За участю кисню в процесі термоокислювальної крекінгу у великих масштабах одержують ацетилен, який широко використовується для різання і зварювання металів і для синтезів органічних речовин:

6СН4 + 4О2 = С2Н2 + 8Н2 + 3СО + СО2 + 3Н2О

Кисень застосовується для отримання високих температур. Якщо спалювати водень в струмі кисню, то при утворенні 1 моль води виділяється 286,3 кДж, а 2 моль - 572,6 кДж. Це ж колосальна енергія! Високі температури, що досягаються в полум'ї таких пальників (до 3000 ° С), використовуються для різання та зварювання металів.

Кисень служить і в космосі. Так, у двигуні другого ступеня американської космічної ракети «Центавр» окислювачем служив рідкий кисень. Кисень широко застосовується і в ракетах для різних висотних досліджень.

Рідкий кисень входить до складу вибухових речовин. Тривалий час для різних вибухових робіт застосовували амоніти та інші азотовмісні вибухові речовини. Їх використання представляло певні труднощі, наприклад складність і небезпека транспортування, необхідність будівництва складів. В даний час вибухові речовини з рідким киснем можна виготовити на місці застосування. Будь-яке пористе пальне речовина (тирса, торф, сіно, солома), будучи просоченим рідким киснем, стає вибуховою. Такі речовини називаються оксіліквітамі і при необхідності можуть замінити динаміт при розробці рудних родовищ. Під час вибуху застосовують оксіліквітний патрон - простий довгий мішечок, наповнений пальним матеріалом, в який вставляють електронний запал. Його заряджають безпосередньо перед закладкою в шпур шляхом занурення в рідкий кисень. Шпур - це круглий отвір, яке бурят зазвичай в гірських породах і наповнюють вибуховою речовиною. Якщо вибуху оксіліквітного патрона в шпурі чому-небудь не станеться, патрон розряджається сам у результаті випаровування з нього рідкого кисню. Дія оксіліквітов засноване на надзвичайно швидкому згоранні органічних речовин у чистому кисні. Короткочасний процес згоряння супроводжується інтенсивним виділенням великих кількостей тепла і газів, що зумовлює застосування оксіліквітов в якості потужних вибухових речовин, що володіють бризантність (дробить) дією.

Кисень застосовується в медицині, в авіації. У лікувальній практиці при легеневих та серцевих захворюваннях, коли утруднений подих, хворим дають кисень з кисневих подушок, розміщують їх у спеціальні палати, в яких підтримується необхідна концентрація кисню. Один вдих кисню людиною рівносильний п'яти вдихам повітря. Таким чином, при вдиханні цей газ не тільки надходить в організм хворого в достатній кількості, але і зберігає сили для самого процесу дихання. Крім цього, підшкірне введення кисню виявилося ефективним при лікуванні деяких захворювань, наприклад гангрени, тромбофлебіту, слоновості і тропічних виразок.

Явище «кисневого голодування» в організмі може настати і від нестачі кисню в навколишньому середовищі. Наприклад, на висоті 10000 м барометричний тиск повітря знижується до 217 мм рт. ст. і абсолютний вміст кисню в повітрі зменшується в чотири рази. Цієї кількості газу надто мало для нормального процесу дихання. Тому на більших висотах льотчики користуються балонами з киснем.

VIII. Озоновий шар над Землею.

Озон - «рідний брат» кисню. Його молекула утворена трьома атомами цього хімічного елемента: О3. Там, де буває електрична іскра, з'являється своєрідний запах свіжості, тому що електричний розряд - це умова для перетворення кисню повітря на озон:

ЗО2 = 2О3

кисень озон

Запах озону ми відчуваємо в повітрі після грози. Озон є у хвойних лісах, особливо в соснових. При розкладанні деревної смоли утворюється трохи озону.

Озон нижнього шару повітря неуважний, зміст його невелике. Цей газ недовговічний, тому що знову перетворюється на кисень:

2О3 = ЗО2

озон кисень

Навіть у невеликих кількостях озон виконує роль окислювача багатьох речовин. Озоном знезаражують водопровідну воду, очищають повітря від хвороботворних бактерій. Через свою активності озон може стати небезпечним для здоров'я людини і тварин, якщо буде перевищено межу його допустимого вмісту у повітрі. Однак цього в природі не відбувається.

Високо над Землею, у стратосфері на висоті до 30 км (над рівнем моря) постійно знаходиться тонкий шар озону, який захищає життя на нашій планеті від згубної дії короткохвильового ультрафіолетового випромінювання Сонця. Озон поглинає сонячне ультрафіолетове випромінювання, і на Землю проникає лише частина його, не завдає особливої ​​шкоди її мешканцям. Затримуються шкідливі для всього живого короткі хвилі, пропускаються на Землю довгі ультрафіолетові хвилі, які нешкідливі.

У стратосфері озону більше, ніж у приземному повітрі, однак, це не означає, що шар утворений тільки озоном. Лише 1 молекула озону в озоновому шарі доводиться на 100000 молекул інших газів. Але цього озону достатньо для захисту життя на планеті від дії ультрафіолетового випромінювання.

Чим же небезпечні ультрафіолетові промені? Вони змінюють структуру молекул білків - носіїв життя. Від них страждають, перш за все, найпростіші мікроорганізми і водорості. Їх загибель у водах Світового океану може призвести до того, що перервуться ланцюга харчування, і тоді постраждають багато великих мешканці морських вод. Сухопутні організми по-різному сприймають ці промені. Одні тварини і рослини їх витримують, інші хворіють і гинуть. Вплив сильного ультрафіолетового випромінювання може порушити співвідношення чисельності хижих і травоїдних тварин, паразитів і їх господарів. Зрозуміло, що наслідки таких змін згубно позначаться на екології Землі.

Довгохвильові ультрафіолетові промені впливають на шкіру людини, з'являється засмага. Але на короткохвильове випромінювання клітини шкіри можуть болісно відреагувати, з'являться різного роду пухлини. Утрафіолетовим випромінювання шкідливе і для зору.

Ось чому так важливо, що над Землею є захисний озоновий шар!

У стратосфері озон існує досить довго, йому там не доводиться часто зустрічатися з речовинами-відновниками, але якщо вони туди проникають, то озон реагує з ними і його кількість зменшується. Таке явище зниження концентрації озону в якихось ділянках стратосфери називають утворенням «озонових дірок». Останнім часом зафіксували зниження концентрації озону в стратосфері майже на 40% над Антарктидою. Цей плоский континент оточений океаном, над Південним полюсом утворюється як би воронка з вітрів, циркулюючих навколо материка і приносять речовини, з якими реагує озон. Які це речовини?

Це штучно отримані і дуже цінні в практичному відношенні речовини - хлорфторуглеводороди різного складу, наприклад такі:

Ці речовини отримують при реакціях заміщення галогенами атомів водню у вуглеводнях. Хлорфторуглеводороди - стійкі речовини, не розчиняються у воді, неотруйні, не горять, не викликають корозії, відмінні ізолятори. З них роблять утеплювачі для стін будівель, одноразовий посуд для гарячих напоїв. Рідкі речовини з цієї групи (фреони) - хороші розчинники, ефективні холодоагенти в холодильниках і кондиціонерах. Їх застосовують в аерозольних балончиках як нешкідливі розчинники спеціальних речовин, в системах автоматичного пожежогасіння (CBrF3).

Виробництво цих речовин розвивалося прискореними темпами до тих пір, поки не виявили, що вони, потрапляючи в стратосферу, руйнують озон (Зараз намагаються замінити фреони на менш леткі речовини. Наприклад, в якості хладоагентов використовують фторхлорметан, а для аерозольних балонів застосовують зріджені газоподібні граничні вуглеводні ).

До стратосфери ці речовини доходять без змін. Адже вони хімічно стійкі. А в стратосфері, де багато ультрафіолетового випромінювання, їх молекули руйнуються, при цьому відщеплюються активні атоми галогену, зокрема хлору:

Одноатомний хлор-радикал реагує з озоном:

03 + Сl = О2 + СlO

озон хлор кисень оксид

(Радикал) хлору (II)

Під дією ультрафіолетових променів з озону утворюється кисень, який у момент виділення також буває в активному одноатомної стані:

03 = 02 + О

озон кисень атомарний

кисень

Оксид хлору (II) реагує з атомарним киснем, і тоді знову утворюється хлор-радикал, який знову руйнує озон; відбувається, ланцюгова реакція, що повторюється багато разів:

СlO + О = Сl + О2

оксид атомарний хлор кисень

хлору (II) кисень (радикал)

О3 + С1 = О2 + СlO

Один атом хлору бере участь у серії таких реакцій і може зруйнувати до 100000 молекул озону. Хлор може «вийти з гри» тоді, коли йому зустрінеться молекула метану. Тоді він, приєднавши до себе один атом водню з метану, утворює хлороводень, який при розчиненні у воді утворює соляну кислоту. Так хлор-руйнівник повертається на Землю у вигляді кислотного дощу:

СН4 + 2С1 - СН3С1 + НС1

метан хлор хлор хлороводень

(Радикал) метан (у розчині - соляна кислота)

Навіть якщо виробництво хлорфторуглеводородов буде повсюдно скорочено, процес руйнування озонового шару над усією планетою буде продовжуватися. Збіднений озоном повітря поступово розсіюється, гази в атмосфері перемішуються, що містяться в повітрі хлорфторуглеводороди будуть ще дуже довго, не менше ніж 100 років, продовжувати свою роботу, що руйнує озон.

У 1990 р. представники уряду 92 країн у Лондоні підписали угоду про повне припинення виробництва хлорфторуглеводородов до 2000 р. Дотримання цієї угоди буде умовою поступового відновлення природного вмісту озону в цтратосфере, тому що концентрація вже потрапив в атмосферу хлору повинна з часом зменшуватися, однак цей час - сторіччя.

IX. Висновок.

Отже, ми отримали різні відомості з області хімії елементів VI групи і більшою мірою про кисень, дізналися про те, де і як застосовують і отримують кисень, також дізналися про вплив кисню на наше життя, народне господарство і культуру.

Якщо після читання мого реферату у вас виникло бажання ближче познайомитися з неосяжної областю тієї науки, звідки почерпнуті відомості за елементами VI групи періодичної системи Д. І. Менделєєва, то я виконала своє завдання.

Список літератури

1. Хімія. Для школярів ст. класів і вступників у вузи: Учеб. Посібник / Н. Є. Кузьменко, В. В. Єрьомін, В. А. Попков - 4-е вид., Стереотип. - М.: Дрофа, 2001. - 544 с.: Іл.

2. Книга для читання з неорганічної хімії. Кн. для учнів. У 2 ч. Ч. 1 / сост. В. А. Кріцман - 3-е вид. - М.: Просвещение, 1993. - 192 с., 8 л іл.: Іл. - ISBN 5-09-002972-5

3. Хімія. Учеб. для 9 кл. середовищ. шк. / Ф. Г. Фельдман, Г. Є. Рудзітіс - М.: Просвещение, 1990. - 176 с.: Іл. ISBN 5-09-002624-6

4. Хімія: Учеб. для 8-9 кл. загаль. Установ / Р. Г. Іванова. - 3-е вид., М.: Просвещение, 2001. - 270 с.: Іл. - ISBN 5-09-010278-3

5. Подорож по шостій групі. Елементи VI групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. Посібник для учнів. / Г. Л. Немчанінова - М., «Просвещение», 1976 - 128 с.: Іл.