Главная    Почта    Новости    Каталог    Одноклассники    Погода    Работа    Игры     Рефераты     Карты
  
по Казнету new!
по каталогу
в рефератах

Кислород. Его свойства и применение

на организм обладают и ионизирующие излучения. Поэтому понижение  содержания
кислорода  (гипоксия)  в  тканях   и   клетках   при   облучении   организма
ионизирующей  радиацией  обладает  защитным  действием  —   так   называемый
кислородный эффект.  Этот  эффект  используют  в  лучевой  терапии:  повышая
содержание кислорода в опухоли и понижая его содержание в окружающих  тканях
усиливают  лучевое  поражение  опухолевых  клеток  и  уменьшают  повреждение
здоровых.  При  некоторых   заболеваниях   применяют   насыщение   организма
кислородом под повышенным давлением — гипербарическую оксигенацию.

    V. Физические и химические свойства кислорода.

   Химический элемент кислород образует два простых вещества - кислород  О2
и О3 различные по физическим свойствам.
       Кислород О2— газ, не имеющий цвета и запаха.  Молекула  его  О2.  Она
парамагнитна  (притягивается  магнитом),  так  как  в  ней  содержатся   два
неспаренных электрона. Строение молекулы кислорода можно представить в  виде
следующих структурных формул:
      О — О   или   О — О
   Атмосферный  кислород  состоит  из   двухатомных   молекул.   Межатомное
расстояние в молекуле О2 0,12074 нм. Молекулярный кислород  (газообразный  и
жидкий) —  парамагнитное  вещество,  в  каждой  молекуле  О2  имеется  по  2
неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить  тем,  что  в  молекуле  на
каждой из двух -разрыхляющих  орбиталей  находится  по  одному  неспаренному
электрону.
   Энергия диссоциации молекулы О2 на атомы довольно  высока  и  составляет
493,57 кДж/моль.
   Молекула кислорода О2 довольно инертна. Устойчивость молекулы  кислорода
и высокая энергия активации большинства реакций окисления обусловливают  то,
что при низкой и комнатной температурах многие реакции с участием  кислорода
протекают с  едва  заметной  скоростью.  Только  при  создании  условий  для
появления радикалов              —  О  —  или  R—О—О—,  возбуждающих  цепной
процесс, окисление протекает быстро.  В  этом  случае  применяют,  например,
катализаторы, которые способны ускорить окислительные процессы.
   При  нормальных  условиях  плотность  газа  кислорода   1,42897   кг/мЗ.
Температура  кипения  жидкого  кислорода  (жидкость  имеет   голубой   цвет)
-182,9°С. При  температурах  от  -218,7°С  до  -229,4°С  существует  твердый
кислород с кубической решеткой (-модификация), при температурах от  -229,4°С
до -249,3°С — -модификация с  гексагональной  решеткой  и  при  температурах
ниже -249,3°С — кубическая -модификация. При повышенном  давлении  и  низких
температурах получены и другие модификации твердого кислорода.
   При 20°С растворимость газа О2: 3,1 мл на 100 мл воды, 22 мл на  100  мл
этанола, 23,1 мл на 100 мл ацетона. Существуют  органические  фторсодержащие
жидкости (например, перфторбутилтетрагидрофуран),  в  которых  растворимость
кислорода значительно более высокая.
   Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле О2приводит к
тому,  что  при  комнатной  температуре  газообразный   кислород   химически
довольно малоактивен. В природе  он  медленно  вступает  в  превращения  при
процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной  температуре  способен
реагировать с гемоглобином крови,  что  обеспечивает  перенос  кислорода  от
органов дыхания к другим органам.
   Со  многими  веществами  кислород   вступает   во   взаимодействие   без
нагревания, например, с щелочными и щелочноземельными металлами  (образуются
соответствующие оксиды типа Li2O, CaO и др., пероксиды типа  Na2О2,  BaO2  и
др. и супероксиды типа КО2, RbО2 и др.), вызывает  образование  ржавчины  на
поверхности стальных изделий. Без  нагревания  кислород  реагирует  с  белым
фосфором, с некоторыми альдегидами и другими органическими веществами.
   При нагревании, даже небольшом, химическая  активность  кислорода  резко
возрастает. При поджигании он реагирует со  взрывом  с  водородом,  метаном,
другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ.
   Обычный атмосферный кислород состоит из смеси трех изотопов: 16О(99,7%),
17О(0,01%), 18О(0,2%). Ввиду того  что  содержание  изотопов  17О  и  18О  в
кислороде небольшое по сравнению с изотопом  16О,  атомная  масса  кислорода
принята равной 15,9994 у. е.
   В зависимости от природных  условий  изотопный  состав  кислорода  может
изменяться,  то  обогащаясь  тяжелыми  изотопами,  то  обедняясь  ими.  Так,
молекулы воды Н216О переходят в парообразное состояние  относительно  легче,
чем молекулы Н217О и Н218О. Поэтому в состав водяных паров, испаряющихся  из
моря, входит кислород с относительно меньшим содержанием  тяжелых  изотопов,
чем кислород, остающийся в морской воде.
   С  помощью  атомов  тяжелого  изотопа  кислорода  18О  удалось  выяснить
«происхождение» кислорода, выделяемого растениями  в  процессе  фотосинтеза.
Раньше  считали,  что  это  кислород,  высвобожденный  из   молекул   оксида
углерода, а  не  воды.  В  настоящее  время  стало  известно,  что  растения
связывают кислород оксида углерода, а в  атмосферу  возвращают  кислород  из
воды.
   Кислород  образует  соединения  со  всеми  элементами,  кроме  некоторых
благородных газов (гелия,  неона,  аргона).  Так,  с  большинством  металлов
кислород реагирует уже при комнатной температуре, например:
    2Na° + О2°  =  Na2+102-2
      Na°  -1(ё)      Na+1            2      восстановитель
      O2°  +2(ё) 2  2O-2               окислитель
    2Zn° + O2° = 2Zn+2O-2
      Zn°  -2(ё)      Zn+2             восстановитель
      O2°  +2(ё) 2  2O-2              окислитель
   С неметаллами кислород реагирует, как правило, при  нагревании.  Так,  с
фосфором кислород активно реагирует при температуре 60°С:
    4Р° + 502° = 2Р2+505-2
      P°    -5(ё)      P+5               2    восстановитель
      O2°  +2(ё) 2  2O-2        5    окислитель
с серой — при температуре около 250°С:
    S° + 02° = S+402-2
      S°    -4(ё)       S+4               восстановитель
      O2°  +2(ё) 2  2O-2            2    окислитель
с углеродом (в виде графита) — при 700—800°С:
    С° + О2° = С+4О2-2
      C°    -4(ё)      C+4               восстановитель
     O2°  +2(ё) 2  2O-2        2    окислитель
   Взаимодействие кислорода с азотом  начинается  лишь  при  1200°С  или  в
электрическом разряде:
    N2 + О2     2NO - Q.
   Кислород реагирует и  со  многими  сложными  соединениями,  например,  с
оксидами азота он реагирует уже при комнатной температуре:
    2N+2O + О2° = 2N+4О2-2
      N+2   -2(ё)      N+4        1    восстановитель
          O2°        +2(ё)      2       2O-2           2         окислитель

   Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу:
    2H2S-2 + О2° = 2S° + 2Н2О-2
      S-2   -2(ё)       S°               восстановитель
      O2° +2(ё) 2   2O-2            окислитель
или оксид серы (IV)
    2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О
в зависимости от соотношения между кислородом и сероводородом.
   В приведенных реакциях  кислород  является  окислителем.  В  большинстве
реакций окисления с участием кислорода  выделяется  тепло  и  свет  —  такие
процессы называются горением.
   Аллотропной  модификацией  кислорода   является   озон.   Молекула   его
трехатомна  —  О3.  Строение  ее  можно  представить  следующей  структурной
формулой:
             О
     О
              О
   Всякое изменение числа или расположения одних и тех же атомов в молекуле
влечет за собой появление качественно нового вещества  с  иными  свойствами.
Озон по своим свойствам отличается от кислорода. В обычных условиях это  газ
синего цвета, с резким раздражающим  запахом.  Название  его  происходит  от
греческого слова «озейн», что означает запах.  Он  токсичен.  В  отличие  от
кислорода  молекула  озона  характеризуется  большой  молекулярной   массой,
поляризуемостью и полярностью. Поэтому озон имеет более высокую  температуру
кипения (—111,9°С), чем кислород (— 182,9°С), интенсивную окраску  и  лучшую
растворимость в воде.
   В естественных  условиях  озон  образуется  из  кислорода  при  грозовых
разрядах, а на высоте 10—30 км —  при  действии  ультрафиолетовых  солнечных
лучей. Он задерживает вредное для жизни ультрафиолетовое  излучение  Солнца.
Кроме  этого,  озон  поглощает  инфракрасные  лучи  Земли,  препятствуя   ее
охлаждению. Следовательно, аллотропная  форма  кислорода  —  озон  —  играет
большую роль в сохранении жизни на Земле.
   Образование озона сопровождается выделением атомного  кислорода.  Это  в
основном  цепные  реакции,  в  которых  появление  активной   частицы   (она
обозначается   обычно   знаком   *)   вызывает    большое    число    (цепь)
последовательных  превращений  неактивных  молекул,  например   O2.   Цепную
реакцию образования озона из кислорода можно выразить следующей схемой:
    О2 + hv — О2*
    *O2 + O2 = O3 + O
    О + О2 = О3 ,
или суммарно:
    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
(алл
12345След.
скачать работу

Кислород. Его свойства и применение

 

Отправка СМС бесплатно

На правах рекламы


ZERO.kz
 
Модератор сайта RESURS.KZ