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

+52 2 8 18 18 6

+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

Элемент	Степень окисления	Элемент	Степень окисления
Кислород	-2, 0, +2, +4	Хром	0,+2, +3,+4,+5,+6
Сера	-2, 0, +2, +4, +6	Молибден	0, +1, +2, +3, +4,
Селен	-2, 0, +2, +4. +6		+5, +6
Теллур	-2, 0, +2, +4, +6	Вольфрам	0, +1, +2, +3, +4, +5, +6
Полоний	-2, 0, +2, +4, +6		+5, +6

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:

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

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…

Охрана природы, заповедников существует давно. Но вероятно, на данном этапе развития нашей страны этот вопрос остался на последнем месте. Необходимо всем людям одуматься и бережно относиться к нашей природе. Ведь 95% всех лесных пожаров возникают по их вине.

VII. Применение кислорода.

Применение любых веществ связано с их физическими и химическими свойствами, а также распространением их в природе.

Количество металла, производимого на душу населения, является одной из мер уровня развития промышленности в каждой стране. Выплавка же черных и цветных металлов невозможна без кислорода.

Сейчас в нашей стране только черная металлургия поглощает свыше 60% получаемого кислорода. Но кислород используется еще и в цветной металлургии.

Кислород интенсифицирует не только пирометаллургические процессы, но и гидрометаллургические, где основной процесс извлечения металлов из руд или их концентратов основан на воздействии специальных реагентов на водные растворы. Так, в настоящее время основным способом извлечения золота из руд является цианирование. Оно позволяет извлекать из золотоносных руд до 95% золота и поэтому применяется даже при переработке руд с низким содержанием золота. Процесс растворения золота, содержащегося в рудах, очень трудоемкая операция. Оказалось, что растворение этого металла можно значительно ускорить, если вместо воздуха использовать чистый кислород. Золото в цианистых растворах образует комплексное соединение Na[Au(CN)2], которое далее обрабатывают цинком, и в результате выделяется золото:

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

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

Данный метод извлечения золота из руд был разработан русским инженером П. Р. Багратионом, родственником героя Отечественной войны 1812г.

Кислород находит широкое применение в химической промышленности. На нужды этой отрасли в нашей стране расходуется около 30% производимого кислорода. Замена воздуха на кислород в процессе производства серной кислоты контактным способом повышает производительность установки в пять-шесть раз. Но не только в этом заключается выгода от применения кислорода вместо воздуха. Чистый кислород позволяет получить 100-процентный оксид серы без проведения дополнительных трудоемких операций, которые необходимы при использовании воздуха в качестве окислителя.

При получении азотной кислоты способом каталитического окисления аммиака в качестве окислителя также используется кислород. Если содержание его в воздухе повысить до 25%, то производительность установки возрастает в два раза.

При участии кислорода в процессе термоокислительного крекинга в больших масштабах получают ацетилен, который широко используется для резки и сварки металлов и для синтезов органических веществ:

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

Кислород применяется для получения высоких температур. Если сжигать водород в токе кислорода, то при образовании 1 моль воды выделяется 286,3 кдж, а 2 моль 572,6 кдж. Это же колоссальная энергия! Высокие температуры, достигаемые в пламени таких горелок (до 3000°С), используются для резки и сварки металлов.

Кислород служит и в космосе. Так, в двигателе второй ступени американской космической ракеты «Центавр» окислителем служил жидкий кислород. Кислород широко применяется и в ракетах для различных высотных исследований.

Жидкий кислород входит в состав взрывчатых веществ. Длительное время для различных взрывных работ применяли аммониты и другие азотсодержащие взрывчатые вещества. Их использование представляло определенные трудности, например сложность и опасность транспортировки, необходимость строительства складов. В настоящее время взрывчатые вещества с жидким кислородом можно изготовить на месте употребления. Любое пористое горючее вещество (опилки, торф, сено, солома), будучи пропитанным жидким кислородом, становится взрывчатым. Такие вещества называются оксиликвитами и при необходимости могут заменить динамит при разработке рудных месторождений. При взрыве применяют оксиликвитный патрон простой длинный мешочек, наполненный горючим материалом, в который вставляют электронный запал. Его заряжают непосредственно перед закладкой в шпур путем погружения в жидкий кислород. Шпур — это круглое отверстие, которое бурят обычно в горных породах и наполняют взрывчатым веществом. Если взрыва оксиликвитного патрона в шпуре почему-либо не произойдет, патрон разряжается сам в результате испарения из него жидкого кислорода. Действие оксиликвитов основано на чрезвычайно быстром сгорании органических веществ в чистом кислороде. Кратковременный процесс сгорания сопровождается интенсивным выделением больших количеств тепла и газов, что обуславливает применение оксиликвитов в качестве мощных взрывчатых веществ, обладающих бризантным (дробящим) действием.

Кислород применяется в медицине, в авиации. В лечебной практике при легочных и сердечных заболеваниях, когда затруднено дыхание, больным дают кислород из кислородных подушек, помещают их в специальные палаты, в которых поддерживается необходимая концентрация кислорода. Один вдох кислорода человеком равносилен пяти вдохам воздуха. Таким образом, при вдыхании этот газ не только поступает в организм больного в достаточном количестве, но и сберегает силы для самого процесса дыхания. Кроме этого, подкожное введение кислорода оказалось эффективным при лечении некоторых заболеваний, например гангрены, тромбофлебита, слоновости и тропических язв.

Явление «кислородного голодания» в организме может наступить и от недостатка кислорода в окружающей среде. Например, на высоте 10000 м барометрическое давление воздуха снижается до 217 мм рт. ст. и абсолютное содержание кислорода в воздухе уменьшается в четыре раза. Этого количества газа слишком мало для нормального процесса дыхания. Поэтому на больших высотах летчики пользуются баллонами с кислородом.

VIII. Озоновый слой над Землей.

Озон «родной брат» кислорода. Его молекула образована тремя атомами этого химического элемента: О3. Там, где бывает электрическая искра, появляется своеобразный запах свежести, потому что электрический разряд — это условие для превращения кислорода воздуха в озон:

ЗО2 = 2О3

кислород озон

Запах озона мы ощущаем в воздухе после грозы. Озон есть в хвойных лесах, особенно в сосновых. При разложении древесной смолы образуется немного озона.

Озон нижнего слоя воздуха рассеян, содержание его небольшое. Этот газ недолговечен, потому что вновь превращается в кислород:

2О3 = ЗО2

озон кислород

Даже в небольших количествах озон выполняет роль окислителя многих веществ. Озоном обеззараживают водопроводную воду, очищают воздух от болезнетворных бактерий. Из-за своей активности озон может стать опасным для здоровья человека и животных, если будет превышен предел его допустимого содержания в воздухе. Однако этого в природе не происходит.

Высоко над Землей, в стратосфере на высоте до 30 км (над уровнем моря) постоянно находится тонкий слой озона, защищающий жизнь на нашей планете от губительного действия коротковолнового ультрафиолетового излучения Солнца. Озон поглощает солнечное ультрафиолетовое излучение, и на Землю проникает лишь часть его, не причиняющая особого вреда ее обитателям. Задерживаются вредные для всего живого короткие волны, пропускаются на Землю длинные ультрафиолетовые волны, которые безвредны.

В стратосфере озона больше, чем в приземном воздухе, однако, это не значит, что слой образован только озоном. Лишь 1 молекула озона в озоновом слое приходится на 100000 молекул других газов. Но этого озона достаточно для защиты жизни на планете от действия ультрафиолетового излучения.

Чем же опасны ультрафиолетовые лучи? Они изменяют структуру молекул белков — носителей жизни. От них страдают, прежде всего, простейшие микроорганизмы и водоросли. Их гибель в водах Мирового океана может привести к тому, что прервутся цепи питания, и тогда пострадают многие крупные обитатели морских вод. Сухопутные организмы по-разному воспринимают эти лучи. Одни животные и растения их выдерживают, другие заболевают и гибнут. Воздействие сильного ультрафиолетового излучения может нарушить соотношение численности хищных и травоядных животных, паразитов и их хозяев. Понятно, что последствия таких изменений пагубно скажутся на экологии Земли.

Длинноволновые ультрафиолетовые лучи воздействуют на кожу человека, появляется загар. Но на коротковолновое излучение клетки кожи могут болезненно отреагировать, появятся разного рода опухоли. Утрафиолетовое излучение вредно и для зрения.

Вот почему так важно, что над Землей есть защитный озоновый слой!

В стратосфере озон существует довольно долго, ему там не приходится часто встречаться с веществами-восстановителями, но если они туда проникают, то озон реагирует с ними и его количество уменьшается. Такое явление снижения концентрации озона в каких-то участках стратосферы называют образованием «озоновых дыр». В последнее время зафиксировали снижение концентрации озона в стратосфере почти на 40% над Антарктидой. Этот плоский континент окружен океаном, над Южным полюсом образуется как бы воронка из ветров, циркулирующих вокруг материка и приносящих вещества, с которыми реагирует озон. Какие это вещества?

Это искусственно полученные и очень ценные в практическом отношении вещества хлорфторуглеводороды разного состава, например такие:

Эти вещества получают при реакциях замещения галогенами атомов водорода в углеводородах. Хлорфторуглеводороды — стойкие вещества, не растворяются в воде, неядовиты, не горят, не вызывают коррозии, отличные изоляторы. Из них делают утеплители для стен зданий, одноразовую посуду для горячих напитков. Жидкие вещества из этой группы (фреоны) — хорошие растворители, эффективные хладоагенты в холодильниках и кондиционерах. Их применяют в аэрозольных баллончиках как безвредные растворители специальных веществ, в системах автоматического пожаротушения (CBrF3).

Производство этих веществ развивалось ускоренными темпами до тех пор, пока не обнаружили, что они, попадая в стратосферу, разрушают озон (Сейчас стараются заменить фреоны на менее летучие вещества. Например, в качестве хладоагентов используют фторхлорметан, а для аэрозольных баллонов применяют сжиженные газообразные предельные углеводороды).

До стратосферы эти вещества доходят без изменений. Ведь они химически устойчивы. А в стратосфере, где много ультрафиолетового излучения, их молекулы разрушаются, при этом отщепляются активные атомы галогена, в частности хлора:

Одноатомный хлор-радикал реагирует с озоном:

03 + Сl = О2 + СlO

озон хлор кислород оксид

(радикал) хлора (II)

Под действием ультрафиолетовых лучей из озона образуется кислород, который в момент выделения также бывает в активном одноатомном состоянии:

03 = 02 + О

озон кислород атомарный

кислород

Оксид хлора (II) реагирует с атомарным кислородом, и тогда вновь образуется хлор-радикал, который опять разрушает озон; происходит, цепная реакция, повторяющаяся многократно:

СlO + О = Сl + О2

оксид атомарный хлор кислород

хлора (II) кислород (радикал)

О3 + С1= О2 + СlO

Один атом хлора участвует в серии таких реакций и может разрушить до 100000 молекул озона. Хлор может «выйти из игры» тогда, когда ему встретится молекула метана. Тогда он, присоединив к себе один атом водорода из метана, образует хлороводород, который при растворении в воде образует соляную кислоту. Так хлор-разрушитель возвращается на Землю в виде кислотного дождя:

СН4 + 2С1 — СН3С1 + НС1

метан хлор хлор хлороводород

(радикал) метан (в растворе — соляная кислота)

Даже если производство хлорфторуглеводородов будет повсеместно сокращено, процесс разрушения озонового слоя над всей планетой будет продолжаться. Обедненный озоном воздух постепенно рассеивается, газы в атмосфере перемешиваются, содержащиеся в воздухе хлорфторуглеводороды будут еще очень долго, не менее чем 100 лет, продолжать свою работу, разрушающую озон.

В 1990 г. представители правительства 92 стран в Лондоне подписали соглашение о полном прекращении производства хлорфторуглеводородов к 2000 г. Соблюдение этого соглашения будет условием постепенного восстановления природного содержания озона в цтратосфере, потому что концентрация уже попавшего в атмосферу хлора должна со временем уменьшаться, однако это время — столетие.

IX. Заключение.

Итак, мы получили различные сведения из области химии элементов VI группы и в большей степени о кислороде, узнали о том, где и как применяют и получают кислород, также узнали о воздействии кислорода на нашу жизнь, народное хозяйство и культуру.

Если после чтения моего реферата у вас возникло желание поближе познакомиться с необъятной областью той науки, откуда почерпнуты сведения по элементам VI группы периодической системы Д. И. Менделеева, то я выполнила свою задачу.

Список литературы

1. Химия. Для школьников ст. классов и поступающих в вузы: Учеб. Пособие / Н. Е. Кузьменкою, В. В. Еремин, В. А. Попков — 4-е изд., стереотип. — М.: Дрофа, 2001. — 544 с.:ил.

2. Книга для чтения по неорганической химии. Кн. для учащихся. В 2 ч. Ч. 1 / сост. В. А. Крицман — 3-е изд. — М.: Просвещение, 1993. — 192 с., 8 л ил.: ил. — ISBN 5-09-002972-5

3. Химия. Учеб. для 9 кл. сред. шк. / Ф. Г. Фельдман, Г. Е. Рудзитис — М.: Просвещение, 1990. — 176 с.: ил. ISBN 5-09-002624-6

4. Химия: Учеб. для 8-9 кл. общеобразоват. Учреждений / Р. Г. Иванова. — 3-е изд., М.: Просвещение, 2001. — 270 с.: ил. — ISBN 5-09-010278-3

5. Путешествие по шестой группе. Элементы VI группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие для учащихся. / Г. Л. Немчанинова — М., «Просвещение», 1976 — 128 с.: ил.