Кислород. Его свойства и применение

РЕФЕРАТ

Кислород. Его свойства и  применение 
 
 
 
 
 
 
 
 

Пруданова Виктория Владимировна  гр. 8 ОО

I. Введение.

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

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

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

Побочную подгруппу  составляют металлы: хром, молибден и  вольфрам. По большинству физических и химических свойств молибден и  вольфрам схожи между собой и  несколько отличаются от хрома. 

II. Характеристика  элементов VI подгруппы.

Химические свойства элементов определяются, прежде всего, строением наружных электронных  слоев (энергетических уровней). На приведенной  схеме (рис.1) показано последовательное заполнение электронами слоев атомов элементов VI группы.

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

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

 O                                                      Cr

+8    2 6                                                    1 13 8 2   +24                                                                                                                                                                                                                                

S                                                       Mo      

+16   2 8 6                                                 1 13 18 8 2   +42  

Se                                                     W                                 

+34   2 8 18 6                                            2 12 32 18 8 2   +74 

Te

+52   2 8 18 18 6

Po

+84   2 8 18 32 18 6

Рис. 1. Схема строения атомов элементов VI группы.

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

Таблица 1

Электронные конфигурации атомов элементов VI группы

  8O     1s2 2s2 2p4

16S      1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

34Se    1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4

52Te    1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p4

84Po    1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p4

24Cr    1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

42Mo   1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d5 5s1

74W     1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d4 6s2

Если присмотреться  к изображенным структурам, то можно  заметить, что сумма электронов двух последних подуровней в атомах всех указанных элементов равна 6. В  этом – причина общности химических свойств. Но видна и большая разница  в электронных конфигурациях  между атомами элементов главной  и побочной подгрупп.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Таблица 2

Возможные степени  окисления атомов элементов VI группы

В таблице 2 приведены  степени окисления атомов элементов VI группы.

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

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

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

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

Более подробно я  расскажу о кислороде.    

III. История открытия  кислорода.

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

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

 цинк = флогистон  + окалина цинка

(горючее)                       (негорючее)

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

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

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

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

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

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

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

IV. Биологическая  роль кислорода.

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

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

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

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

V. Физические и  химические свойства кислорода.

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

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

  О — О   или   О — О  

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2Na° + О2°  =  Na2+102-2

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

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

2Zn° + O2° = 2Zn+2O-2

  Zn°  -2(ё)      Zn+2             восстановитель

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

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

4Р° + 502° = 2Р2+505-2

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

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

с серой — при  температуре около 250°С:

S° + 02° = S+402-2

  S°    -4(ё)       S+4               восстановитель           

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

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

С° + О2° = С+4О2-2

  C°    -4(ё)      C+4               восстановитель 

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

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

N2 + О2     2NO - Q.

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

2N+2O + О2° = 2N+4О2-2

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

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

Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу:

2H2S-2 + О2° = 2S° + 2Н2О-2

  S-2   -2(ё)       S°               восстановитель   

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

или оксид серы (IV)

2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О

в зависимости от соотношения между кислородом и  сероводородом.

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

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

         О