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
| | скачать работу |
Кислород. Его свойства и применение |