История открытия кислорода

История открытия кислорода.

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

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

цинк = флогистон + окалина цинка

(горючее)                       (негорючее)

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

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

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

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

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

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

Итак, в 1777 г. была выяснена сущность горения. И надобность во флогистоне—«огненной материи» — отпала. Кислородная теория горения пришла на смену флогистонной.

                             Происхождение

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. l'oxygène), предложенного А. Лавуазье (греческое όξύγενναω от ὀξύς — «кислый» и γενναω — «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим окислы, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Биологическая роль кислорода.

Кислород —  самый распространенный на Земле  элемент, на его долю (в составе  различных соединений, главным образом  силикатов), приходится около 47,4% массы  твердой земной коры. Морские и  пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % (по объему). Элемент кислород входит в состав более 1 500 соединений земной коры.

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

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

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

Физические  и химические свойства кислорода.

Химический элемент  кислород образует два простых вещества - кислород  О2 и О3 различные по физическим свойствам.

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

 О — О   или   О — О  

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2Na° + О2°  =  Na2+102-2

Na°  -1(ё)      Na+1            2      восстановитель

O2°  +2(ё) 2  2O-2               окислитель

2Zn° + O2° = 2Zn+2O-2  

 Zn°  -2(ё)      Zn+2             восстановитель  

O2°  +2(ё) 2  2O-2              окислитель

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

4Р° + 502° = 2Р2+505-2  

P°    -5(ё)      P+5               2    восстановитель  

O2°  +2(ё) 2  2O-2        5    окислитель              

с серой —  при температуре около 250°С:

S° + 02° = S+402-2  

S°    -4(ё)       S+4               восстановитель             

 O2°  +2(ё) 2  2O-2            2    окислитель                   

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

С° + О2° = С+4О2-2 

C°    -4(ё)      C+4               восстановитель   

O2°  +2(ё) 2  2O-2        2    окислитель          

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

N2 + О2     2NO - Q.

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

2N+2O + О2° = 2N+4О2-2 

N+2   -2(ё)      N+4        1    восстановитель                   

O2°   +2(ё) 2  2O-2      2    окислитель                              

Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу:

2H2S-2 + О2° = 2S° + 2Н2О-2  

S-2   -2(ё)       S°               восстановитель     

O2° +2(ё) 2   2O-2            окислитель   

или оксид серы (IV)

2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О

в зависимости  от соотношения между кислородом и сероводородом.

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

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

 О                                         

О                                                                             

 О                                                      

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

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

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

О2 + hv — О2*

*O2 + O2 = O3 + O

О + О2 = О3 ,

или суммарно:      

3О2 = 2О3

В технике озон получают при электрических разрядах в озонаторах.   

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

2О2 = 3О2

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

8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2

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

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

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

302     203  - 284 кДж.

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

2KI + 03 + Н20 = I2 + 2КОН  + 02.

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

Имеется еще  одна модификация кислорода -  четырехатомная (О4):

O — O

O — O

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

2О2 — О4

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

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

2Н2 + О8 = 2 Н20 + 572,6 кдж/моль

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

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

K + O2 = KO2                                          

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

О — О  + ё = [ О — О ]- 

Наличие непарного  электрона в ионе О2- обусловливает парамагнетизм надпероксидов.

Присоединяя два  электрона, молекула кислорода пре

вращается в  пероксид-ион О2-2, в котором атомы связа

ны одной двухэлектронной связью, и поэтому он диамагнитен: 

О — О  + 2ё = [ О — О ]-2              

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

Ва + О2 = ВаО2

VI. Получение  кислорода.

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

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

4Н+ + 4ё — 2Н2

4ОН- - 4ё —  2Н2О + О2

Выделяющиеся  газы собирают в разные сосуды или  непосредственно используют.

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

Н2О + ё — Н° + Н-

Н° + Н° — H2 

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

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

2ВаО + О2 = 2ВаО2

2ВаО2 = 2ВаО + О2

Пероксид бария выполняет роль переносчика кислорода.

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

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

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

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

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

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

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

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