Кислород окисляет. Химия подготовка к зно и дпа комплексное издание

Среди всех веществ на Земле особое место занимает то, что обеспечивает жизнь, - газ кислород. Именно его наличие делает нашу планету уникальной среди всех других, особенной. Благодаря этому веществу в мире живет столько прекрасных созданий: растения, животные, люди. Кислород - это совершенно незаменимое, уникальное и чрезвычайно важное соединение. Поэтому постараемся узнать, что он собой представляет, какими характеристиками обладает.

Особенно часто применяется первый метод. Ведь из воздуха можно выделить очень много этого газа. Однако он будет не совсем чистым. Если же необходим продукт более высокого качества, тогда в ход пускают электролизные процессы. Сырьем для этого является либо вода, либо щелочь. Гидроксид натрия или калия используют для того, чтобы увеличить силу электропроводности раствора. В целом же суть процесса сводится к разложению воды.

Получение в лаборатории

Среди лабораторных методов широкое распространение получил метод термической обработки:

пероксидов;
солей кислородсодержащих кислот.

При высоких температурах они разлагаются с выделением газообразного кислорода. Катализируют процесс чаще всего оксидом марганца (IV). Собирают кислород вытеснением воды, а обнаруживают - тлеющей лучинкой. Как известно, в атмосфере кислорода пламя разгорается очень ярко.

Еще одно вещество, используемое для получения кислорода на школьных уроках химии, - перекись водорода. Даже 3 % раствор под действием катализатора мгновенно разлагается с высвобождением чистого газа. Его нужно лишь успеть собрать. Катализатор тот же - оксид марганца MnO 2 .

Среди солей чаще всего используются:

бертолетова соль, или хлорат калия;
перманганат калия, или марганцовка.

Чтобы описать процесс, можно привести уравнение. Кислорода выделяется достаточно для лабораторных и исследовательских нужд:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 .

Аллотропные модификации кислорода

Существует одна аллотропная модификация, которую имеет кислород. Формула этого соединения О 3 , называется оно озоном. Это газ, который образуется в природных условиях при воздействии ультрафиолета и грозовых разрядов на кислород воздуха. В отличие от самого О 2 , озон имеет приятный запах свежести, который ощущается в воздухе после дождя с молнией и громом.

Отличие кислорода и озона заключается не только в количестве атомов в молекуле, но и в строении кристаллической решетки. В химическом отношении озон - еще более сильный окислитель.

Кислород - это компонент воздуха

Распространение оксигена в природе очень широко. Кислород встречается в:

горных породах и минералах;
воде соленой и пресной;
почве;
растительных и животных организмах;
воздухе, включая верхние слои атмосферы.

Очевидно, что им заняты все оболочки Земли - литосфера, гидросфера, атмосфера и биосфера. Особенно важным является содержание его в составе воздуха. Ведь именно этот фактор позволяет существовать на нашей планете жизненным формам, в том числе и человеку.

Состав воздуха, которым мы дышим, чрезвычайно неоднороден. Он включает в себя как постоянные компоненты, так и переменные. К неизменным и всегда присутствующим относятся:

углекислый газ;
кислород;
азот;
благородные газы.

К переменным можно отнести пары воды, частицы пыли, посторонние газы (выхлопные, продукты горения, гниения и прочие), растительная пыльца, бактерии, грибки и прочие.

Значение кислорода в природе

Очень важно, сколько кислорода содержится в природе. Ведь известно, что на некоторых спутниках больших планет (Юпитер, Сатурн) были обнаружены следовые количества этого газа, однако очевидной жизни там нет. Наша Земля имеет достаточное его количество, которое в сочетании с водой дает возможность существовать всем живым организмам.

Помимо того, что он является активным участником дыхания, кислород еще проводит бесчисленное количество реакций окисления, в результате которых высвобождается энергия для жизни.

Основными поставщиками этого уникального газа в природе являются зеленые растения и некоторые виды бактерий. Благодаря им поддерживается постоянный баланс кислорода и углекислого газа. Кроме того, озон выстраивает защитный экран над всей Землей, который не позволяет проникать большому количеству уничтожающего ультрафиолетового излучения.

Лишь некоторые виды анаэробных организмов (бактерии, грибки) способны жить вне атмосферы кислорода. Однако их гораздо меньше, чем тех, кто очень в нем нуждается.

Использование кислорода и озона в промышленности

Основные области использования аллотропных модификаций кислорода в промышленности следующие.

Металлургия (для сварки и вырезки металлов).
Медицина.
Сельское хозяйство.
В качестве ракетного топлива.
Синтез многих химических соединений, в том числе взрывчатых веществ.
Очищение и обеззараживание воды.

Сложно назвать хотя бы один процесс, в котором не принимает участие этот великий газ, уникальное вещество - кислород.

Химические свойства кислорода. Оксиды

В этом параграфе речь идет:

> о реакциях кислорода с простыми и сложными веществами;
> о реакциях соединения;
> о соединениях, которые называют оксидами.

Химические свойства каждого вещества проявляются в химических реакциях при его участии.

Кислород - один из наиболее активных неметаллов. Ho в обычных условиях он реагирует с немногими веществами. Его реакционная способность существенно возрастает с повышением температуры.

Реакции кислорода с простыми веществами.

Кислород реагирует, как правило, при нагревании, с большинством неметаллов и почти со всеми металлами.

Реакция с углем (углеродом). Известно, что уголь, нагретый на воздухе до высокой температуры, загорается. Это свидетельствует о протекании химической реакции вещества с кислородом. Теплоту, которая выделяется при этом, используют, например, для обогрева домов в сельской местности.

Основным продуктом сгорания угля является углекислый газ. Его химическая формула - CO 2 . Уголь - смесь многих веществ. Массовая доля Карбона в нем превышает 80 % . Считая, что уголь состоит только из атомов Карбона, напишем соответствующее химическое уравнение:

t
С + O 2 = CO 2 .

Карбон образует простые вещества - графит и алмаз. Они имеют общее название - углерод - и взаимодействуют с кислородом при нагревании согласно приведенному химическому уравнению 1 .

Реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно, называют реакциями соединения.

Реакция с серой.

Это химическое превращение осуществляет каждый, когда зажигает спичку; сера входит в состав ее головки. В лаборатории реакцию серы с кислородом проводят в вытяжном шкафу. Небольшое количество серы (светло-желтый порошок или кристаллы) нагревают в железной ложке. Вещество сначала плавится, потом загорается в результате взаимодействия с кислородом воздуха и горит едва заметным синим пламенем (рис. 56, б). Появляется резкий запах продукта реакции - сернистого газа (этот запах мы ощущаем в момент загорания спички). Химическая формула сернистого газа - SO 2 , а уравнение реакции -
t
S + O 2 = SO 2 .

Рис. 56. Сера (а) и ее горение на воздухе (б) и в кислороде (в)

1 В случае недостаточного количества кислорода образуется другое соединение Карбона с Оксигеном - угарный газ
t
CO: 2С + O 2 = 2СО.

Рис. 57. Красный фосфор (а) и его горение на воздухе (б) и в кислороде (в)

Если ложку с горящей серой поместить в сосуд с кислородом, то сера будет гореть более ярким пламенем, чем на воздухе (рис. 56, в). Это можно объяснить тем, что молекул O 2 в чистом кислороде больше, чем в воздухе.

Реакция с фосфором. Фосфор, как и сера, горит в кислороде интенсивнее, чем на воздухе (рис. 57). Продуктом реакции является белое твердое вещество - фосфор(\/) оксид (его мелкие частицы образуют дым):
t
P + O 2 -> P 2 0 5 .

Превратите схему реакции в химическое уравнение.

Реакция с магнием.

Раньше эту реакцию использовали фотографы для создания яркого освещения («магниевая вспышка») при фотосъемке. В химической лаборатории соответствующий опыт проводят так. Металлическим пинцетом берут магниевую ленту и поджигают на воздухе. Магний сгорает ослепительно-белым пламенем (рис. 58, б); смотреть на него нельзя! В результате реакции образуется белое твердое вещество. Это соединение Магния с Оксигеном; его название - магний оксид.

Рис. 58. Магний (а) и его горение на воздухе (б)

Составьте уравнение реакции магния с кислородом.

Реакции кислорода со сложными веществами. Кислород может взаимодействовать с некоторыми оксигенсодержащими соединениями. Например, угарный газ CO горит на воздухе с образованием углекислого газа:

t
2СО + O 2 = 2С0 2 .

Немало реакций кислорода со сложными веществами мы осуществляем в повседневной жизни, сжигая природный газ (метан), спирт, древесину, бумагу, керосин и др. При их горении образуются углекислый газ и водяной пар:
t
CH 4 + 20 2 = CO 2 + 2Н 2 О;
метан
t
C 2 H 5 OH + 30 2 = 2С0 2 + 3H 2 О.
спирт

Оксиды.

Продуктами всех реакций, рассмотренных в параграфе, являются бинарные соединения элементов с Оксигеном.

Соединение, образованное двумя элементами, одним из которых является Оксиген, называют оксидом.

Общая формула оксидов - EnOm.

Каждый оксид имеет химическое название, а некоторые - еще и традиционные, или тривиальные 1 , названия (табл. 4). Химическое название оксида состоит из двух слов. Первым словом является название соответствующего элемента, а вторым - слово «оксид». Если элемент имеет переменную валентность, то он может образовывать несколько оксидов. Их названия должны отличаться. Для этого после названия элемента указывают (без отступа) римской цифрой в скобках значение его валентности в оксиде. Пример такого названия соединения: купрум(II) оксид (читается « купрум-два-оксид »).

Таблица 4

1 Термин происходит от латинского слова trivialis - обыкновенный.

Выводы

Кислород - химически активное вещество. Он взаимодействует с большинством простых веществ, а также со сложными веществами. Продуктами таких реакций являются соединения элементов с Оксигеном - оксиды.

Реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно, называют реакциями соединения.

?
135. Чем различаются реакции соединения и разложения?

136. Превратите схемы реакций в химические уравнения:

а) Li + O 2 -> Li 2 O;
N2 + O 2 -> NO;

б) SO 2 + O 2 -> SO 3 ;
CrO + O 2 -> Cr 2 O 3 .

137. Выберите среди приведенных формул те, которые отвечают оксидам:

O 2 , NaOH, H 2 O, HCI, I 2 O 5 , FeO.

138. Дайте химические названия оксидам с такими формулами:

NO, Ti 2 O 3 , Cu 2 O, MnO 2 , CI 2 O 7 , V 2 O 5 , CrO 3 .

Примите во внимание, что элементы, которые образуют эти оксиды, имеют переменную валентность.

139. Запишите формулы: а) плюмбум(I\/) оксида; б) хром(III) оксида;
в) хлор(I) оксида; г) нитроген(I\/) оксида; д) осмий(\/III) оксида.

140. Допишите формулы простых веществ в схемах реакций и составьте химические уравнения:

а) ... + ... -> CaO;

б) NO + ... -> NO 2 ; ... + ... -> As 2 O 3 ; Mn 2 O 3 + ... -> MnO 2 .

141. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить такие «цепочки» превращений, т. е. из первого вещества получить второе, из второго - третье:

а) С -> CO -> CO 2 ;
б) P -> P 2 0 3 -> P 2 0 5 ;
в) Cu -> Cu 2 O -> CuO.

142.. Составьте уравнения реакций, которые происходят при горении на воздухе ацетона (CH 3) 2 CO и эфира (C 2 H 5) 2 O. Продуктами каждой реакции являются углекислый газ и вода.

143. Массовая доля Оксигена в оксиде EO 2 равна 26 %. Определите элемент Е.

144. Две колбы заполнены кислородом. После их герметизации в одной колбе сожгли избыток магния, а в другой - избыток серы. В какой колбе образовался вакуум? Ответ объясните.

Попель П. П., Крикля Л. С., Хімія: Підруч. для 7 кл. загальноосвіт. навч. закл. - К.: ВЦ «Академія», 2008. - 136 с.: іл.

Содержание урока конспект урока и опорный каркас презентация урока интерактивные технологии акселеративные методы обучения Практика тесты, тестирование онлайн задачи и упражнения домашние задания практикумы и тренинги вопросы для дискуссий в классе Иллюстрации видео- и аудиоматериалы фотографии, картинки графики, таблицы, схемы комиксы, притчи, поговорки, кроссворды, анекдоты, приколы, цитаты Дополнения рефераты шпаргалки фишки для любознательных статьи (МАН) литература основная и дополнительная словарь терминов Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике замена устаревших знаний новыми Только для учителей календарные планы учебные программы методические рекомендации

Содержание статьи

КИСЛОРОД, O (oxygenium), химический элемент VIA подгруппы периодической системы элементов: O, S, Se, Te, Po – член семейства халькогенов. Это наиболее распространенный в природе элемент, его содержание составляет в атмосфере Земли 21% (об.), в земной коре в виде соединений ок. 50% (масс.) и в гидросфере 88,8% (масс.).

Кислород необходим для существования жизни на земле: животные и растения потребляют кислород в процессе дыхания, а растения выделяют кислород в процессе фотосинтеза. Живая материя содержит связанный кислород не только в составе жидкостей организма (в клетках крови и др.), но и в составе углеводов (сахар, целлюлоза, крахмал, гликоген), жиров и белков. Глины, горные породы состоят из силикатов и других кислородсодержащих неорганических соединений, таких, как оксиды, гидроксиды, карбонаты, сульфаты и нитраты.

Историческая справка.

Первые сведения о кислороде стали известны в Европе из китайских рукописей 8 в. В начале 16 в. Леонардо да Винчи опубликовал данные, связанные с химией кислорода, не зная еще, что кислород – элемент. Реакции присоединения кислорода описаны в научных трудах С.Гейлса (1731) и П.Байена (1774). Заслуживают особого внимания исследования К.Шееле в 1771–1773 взаимодействия металлов и фосфора с кислородом. Дж.Пристли сообщил об открытии кислорода как элемента в 1774, спустя несколько месяцев после сообщения Байена о реакциях с воздухом. Название oxygenium («кислород») дано этому элементу вскоре после его открытия Пристли и происходит от греческих слов, обозначающих «рождающий кислоту»; это связано с ошибочным представлением о том, что кислород присутствует во всех кислотах. Объяснение роли кислорода в процессах дыхания и горения, однако, принадлежит А.Лавуазье (1777).

Строение атома.

Любой природный атом кислорода содержит 8 протонов в ядре, но число нейтронов может быть равно 8, 9 или 10. Наиболее распространенный из трех изотопов кислорода (99,76%) – это 16 8 O (8 протонов и 8 нейтронов). Содержание другого изотопа, 18 8 O (8 протонов и 10 нейтронов), составляет всего 0,2%. Этот изотоп используется как метка или для идентификации некоторых молекул, а также для проведения биохимических и медико-химических исследований (метод изучения нерадиоактивных следов). Третий нерадиоактивный изотоп кислорода 17 8 O (0,04%) содержит 9 нейтронов и имеет массовое число 17. После того как в 1961 масса изотопа углерода 12 6 C была принята Международной комиссией за стандартную атомную массу, средневзвешенная атомная масса кислорода стала равна 15,9994. До 1961 стандартной единицей атомной массы химики считали атомную массу кислорода, принятую для смеси трех природных изотопов кислорода равной 16,000. Физики за стандартную единицу атомной массы принимали массовое число изотопа кислорода 16 8 O, поэтому по физической шкале средняя атомная масса кислорода составляла 16,0044 .

В атоме кислорода 8 электронов, при этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поэтому в химических реакциях кислород может принимать от доноров до двух электронов, достраивая свою внешнюю оболочку до 8 электронов и образуя избыточный отрицательный заряд .

Молекулярный кислород.

Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1–2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность связи O–O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. (Примечательно, что при образовании молекулы азота N 2 прочность связи N–N еще выше, ~710 кДж/моль.)

Электронная структура.

В электронной структуре молекулы кислорода не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород проявляет свойства, типичные для такого строения (например, взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком).

Реакции.

В соответствующих условиях молекулярный кислород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Однако при комнатных условиях только наиболее активные элементы реагируют с кислородом достаточно быстро. Вероятно, большинство реакций протекает только после диссоциации кислорода на атомы, а диссоциация происходит лишь при очень высоких температурах. Однако катализаторы или другие вещества в реагирующей системе могут способствовать диссоциации O 2 . Известно, что щелочные (Li, Na, K) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы реагируют с молекулярным кислородом с образованием пероксидов:

Получение и применение.

Благодаря наличию свободного кислорода в атмосфере наиболее эффективным методом его извлечения является сжижение воздуха, из которого удаляют примеси, CO 2 , пыль и т.д. химическими и физическими методами. Циклический процесс включает сжатие, охлаждение и расширение, что и приводит к сжижению воздуха. При медленном подъеме температуры (метод фракционной дистилляции) из жидкого воздуха испаряются сначала благородные газы (наиболее трудно сжижаемые), затем азот и остается жидкий кислород. В результате жидкий кислород содержит следы благородных газов и относительно большой процент азота. Для многих областей применения эти примеси не мешают. Однако для получения кислорода особой чистоты процесс дистилляции необходимо повторять. Кислород хранят в танках и баллонах. Он используется в больших количествах как окислитель керосина и других горючих в ракетах и космических аппаратах. Сталелитейная промышленность потребляет газообразный кислород для продувки через расплав чугуна по методу Бессемера для быстрого и эффективного удаления примесей C, S и P. Сталь при кислородном дутье получается быстрее и качественнее, чем при воздушном. Кислород используется также для сварки и резки металлов (кислородно-ацетиленовое пламя). Применяют кислород и в медицине, например, для обогащения дыхательной среды пациентов с затрудненном дыханием. Кислород можно получать различными химическими методами, и некоторые из них применяют для получения малых количеств чистого кислорода в лабораторной практике.

Электролиз.

Один из методов получения кислорода – электролиз воды, содержащей небольшие добавки NaOH или H 2 SO 4 в качестве катализатора: 2H 2 O ® 2H 2 + O 2 . При этом образуются небольшие примеси водорода. С помощью разрядного устройства следы водорода в газовой смеси вновь превращают в воду, пары которой удаляют вымораживанием или адсорбцией.

Термическая диссоциация.

Важный лабораторный метод получения кислорода, предложенный Дж.Пристли, заключается в термическом разложении оксидов тяжелых металлов: 2HgO ® 2Hg + O 2 . Пристли для этого фокусировал солнечные лучи на порошок оксида ртути. Известным лабораторным методом является также термическая диссоциация оксосолей, например хлората калия в присутствии катализатора – диоксида марганца:

Диоксид марганца, добавляемый в небольших количествах перед прокаливанием, позволяет поддерживать требуемую температуру и скорость диссоциации, причем сам MnO 2 в процессе не изменяется.

Используются также способы термического разложения нитратов:

а также пероксидов некоторых активных металлов, например:

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Последний способ одно время широко использовался для извлечения кислорода из атмосферы и заключался в нагревании BaO на воздухе до образования BaO 2 с последующим термическим разложением пероксида. Способ термического разложения сохраняет свое значение для получения пероксида водорода.

НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
Атомный номер	8
Атомная масса	15,9994
Температура плавления, °С	–218,4
Температура кипения, °С	–183,0
Плотность
твердый, г/см 3 (при t пл)	1,27
жидкий г/см 3 (при t кип)	1,14
газообразный, г/дм 3 (при 0° С)	1,429
относительная по воздуху	1,105
критическая а, г/см 3	0,430
Критическая температура а, °С	–118,8
Критическое давление а, атм	49,7
Растворимость, см 3 /100 мл растворителя
в воде (0° С)	4,89
в воде (100° С)	1,7
в спирте (25° С)	2,78
Радиус, Å	0,74
ковалентный	0,66
ионный (О 2–)	1,40
Потенциал ионизации, В
первый	13,614
второй	35,146
Электроотрицательность (F = 4)	3,5
а Температура и давление, при которых плотность газа и жидкости одинаковы.

Физические свойства.

Кислород при нормальных условиях – бесцветный газ без запаха и вкуса. Жидкий кислород имеет бледно-голубой цвет. Твердый кислород существует по крайней мере в трех кристаллических модификациях. Газообразный кислород растворим в воде и, вероятно, образует непрочные соединения типа O 2 Ч H 2 O, а возможно, и O 2 Ч 2H 2 O.

Химические свойства.

Как уже упоминалось, химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с O 2 c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O 2 пероксиды типа NaO 2 и BaO 2 . Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O 2 . В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях.

Электронная структура кислорода (1s 2 2s 2 2p 4) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O 2– . В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная.

При окислении металлов кислородом происходит выделение тепла, величина которого коррелирует с прочностью связи M–O. При окислении некоторых неметаллов происходит поглощение тепла, что свидетельствует об их менее прочных связях с кислородом. Такие оксиды термически неустойчивы (или менее стабильны, чем оксиды с ионной связью) и часто отличаются высокой химической активностью. В таблице приведены для сравнения значения энтальпий образования оксидов наиболее типичных металлов, переходных металлов и неметаллов, элементов A- и B-подгрупп (знак минус означает выделение тепла).

О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:

1. Температуры плавления оксидов щелочных металлов уменьшаются с ростом атомного радиуса металла; так, t пл (Cs 2 O) t пл (Na 2 O). Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов: t пл (Na 2 O) > t пл (SO 2).

2. Оксиды химически активных металлов (IA–IIIA подгрупп) более термически стабильны, чем оксиды переходных металлов и неметаллов. Оксиды тяжелых металлов в высшей степени окисления при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть хорошими окислителями.

3. Наиболее активные металлы взаимодействуют с молекулярным кислородом при повышенных температурах с образованием пероксидов:

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Оксиды активных металлов образуют бесцветные растворы, тогда как оксиды большинства переходных металлов окрашены и практически нерастворимы. Водные растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются гидроксидами, содержащими OH-группы, а оксиды неметаллов в водных растворах образуют кислоты, содержащие ион H + .

5. Металлы и неметаллы A-подгрупп образуют оксиды со степенью окисления, соответствующей номеру группы, например, Na, Be и B образуют Na 1 2 O, Be II O и B 2 III O 3 , а неметаллы IVA–VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Номер группы элемента коррелирует только с максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими степенями окисления элементов. В процессах горения соединений типичными продуктами являются оксиды, например:

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO 2 и H 2 O. Примерами таких веществ являются топлива – древесина, нефть, спирты (а также углерод – каменный уголь, кокс и древесный уголь). Тепло от процесса горения утилизируется на производство пара (а далее электричества или идет на силовые установки), а также на отопление домов. Типичные уравнения для процессов горения таковы:

а) древесина (целлюлоза):

(C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 ® 6n CO 2 + 5n H 2 O + тепловая энергия

б) нефть или газ (бензин C 8 H 18 или природный газ CH 4):

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + тепловая энергия

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + тепловая энергия

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O 2 ® 2CO + тепловая энергия

2CO + O 2 ® 2CO 2 + тепловая энергия

Горению подвержены также ряд C-, H-, N-, O-содержащих соединений с высоким запасом энергии. Кислород для окисления может использоваться не только из атмосферы (как в предыдущих реакциях), но и из самого вещества. Для инициирования реакции достаточно небольшого активирования реакции, например удара или встряски. При этих реакциях продуктами горения также являются оксиды, но все они газообразны и быстро расширяются при высокой конечной температуре процесса. Поэтому такие вещества являются взрывчатыми. Примерами взрывчатых веществ служат тринитроглицерин (или нитроглицерин) C 3 H 5 (NO 3) 3 и тринитротолуол (или ТНТ) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Оксиды металлов или неметаллов с низшими степенями окисления элемента реагируют с кислородом с образованием оксидов высоких степеней окисления этого элемента:

Оксиды природные, полученные из руд или синтезированные, служат сырьем для получения многих важных металлов, например, железа из Fe 2 O 3 (гематит) и Fe 3 O 4 (магнетит), алюминия из Al 2 O 3 (глинозем), магния из MgO (магнезия). Оксиды легких металлов используются в химической промышленности для получения щелочей или оснований. Пероксид калия KO 2 находит необычное применение, так как в присутствии влаги и в результате реакции с ней выделяет кислород. Поэтому KO 2 применяют в респираторах для получения кислорода. Влага из выдыхаемого воздуха выделяет в респираторе кислород, а KOH поглощает CO 2 . Получение оксида CaO и гидроксида кальция Ca(OH) 2 – многотоннажное производство в технологии керамики и цемента.

Вода (оксид водорода).

Важность воды H 2 O как в лабораторной практике для химических реакций, так и в процессах жизнедеятельности требует особого рассмотрения этого вещества ВОДА, ЛЕД И ПАР) . Как уже упоминалось, при прямом взаимодействии кислорода и водорода в условиях, например, искрового разряда происходят взрыв и образование воды, при этом выделяется 143 кДж/(моль H 2 O).

Молекула воды имеет почти тетраэдрическое строение, угол H–O–H равен 104° 30ў . Связи в молекуле частично ионные (30%) и частично ковалентные с высокой плотностью отрицательного заряда у кислорода и соответственно положительных зарядов у водорода:

Из-за высокой прочности связей H–O водород с трудом отщепляется от кислорода и вода проявляет очень слабые кислотные свойства. Многие свойства воды определяются распределением зарядов. Например, молекула воды образует с ионом металла гидрат:

Одну электронную пару вода отдает акцептору, которым может быть H + :

Оксоанионы и оксокатионы

– кислородсодержащие частицы, имеющие остаточный отрицательный (оксоанионы) или остаточный положительный (оксокатионы) заряд. Ион O 2– имеет высокое сродство (высокую реакционную способность) к положительно заряженным частицам типа H + . Простейшим представителем стабильных оксоанионов является гидроксид-ион OH – . Это объясняет неустойчивость атомов с высокой зарядовой плотностью и их частичную стабилизацию в результате присоединения частицы с положительным зарядом. Поэтому при действии активного металла (или его оксида) на воду образуется OH – , а не O 2– :

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH – + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH –

Более сложные оксоанионы образуются из кислорода с ионом металла или неметаллической частицей, имеющей большой положительный заряд, в результате получается низкозаряженная частица, обладающая большей стабильностью, например:

° С образуется темнопурпуровая твердая фаза. Жидкий озон слаборастворим в жидком кислороде, а в 100 г воды при 0° С растворяется 49 см 3 O 3 . По химическим свойствам озон намного активнее кислорода и по окислительным свойствам уступает только O, F 2 и OF 2 (дифториду кислорода). При обычном окислении образуются оксид и молекулярный кислород O 2 . При действии озона на активные металлы в особых условиях образуются озониды состава K + O 3 – . Озон получают в промышленности для специальных целей, он является хорошим дезинфицирующим средством и используется для очистки воды и как отбеливатель, улучшает состояние атмосферы в закрытых системах, дезинфицирует предметы и пищу, ускоряет созревание зерна и фруктов. В химической лаборатории часто используют озонатор для получения озона, необходимого для некоторых методов химического анализа и синтеза. Каучук легко разрушается даже под действием малых концентраций озона. В некоторых промышленных городах значительная концентрация озона в воздухе приводит к быстрой порче резиновых изделий, если они не защищены антиоксидантами. Озон очень токсичен. Постоянное вдыхание воздуха даже с очень низкими концентрациями озона вызывает головную боль, тошноту и другие неприятные состояния.

Кислород поддерживает процессы дыхания и горения. В кислороде горят многие неметаллы. Например, уголь горит на воздухе, взаимодействуя при этом с кислородом. В результате этой реакции образуется углекислый газ и выделяется теплота. Известно, что теплота обозначается буквой «Q». Если в результате реакции теплота выделяется, то в уравнении пишут « Q», если поглощается – то «-Q».

Теплота, которая выделяется или поглощается в ходе химической реакции , называется тепловым эффектом химической реакции.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими .

Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими .

Взаимодействие кислорода с неметаллами

Уравнение реакции горения угля на воздухе:

С О 2 = СО 2 Q

Если сжечь уголь в сосуде с кислородом, то в этом случае уголь сгорит быстрее, чем на воздухе. То есть, скорость горения угля в кислороде выше, чем на воздухе.

Сера тоже горит на воздухе, при этом также выделяется теплота. Значит, реакцию взаимодействия серы с кислородом можно назвать экзотермической. В чистом кислороде сера сгорает быстрее, чем на воздухе.

Уравнение реакции горения серы в кислороде, если при этом образуется оксид серы (IV):

S O 2 = SO 2 Q

Аналогично, можно провести реакцию горения фосфора на воздухе или в кислороде. Эта реакция также является экзотермической. Ее уравнение, если в результате образуется оксид фосфора (V):

4Р 5О 2 = 2Р 2 О 5 Q

Взаимодействие кислорода с металлами

В атмосфере кислорода могут гореть некоторые металлы. Например, железо сгорает в кислороде с образованием железной окалины:

3Fe 2O 2 = Fe 3 O 4 Q

А вот медь не горит в кислороде, а окисляется кислородом при нагревании. При этом образуется оксид меди (II):

2Cu O 2 = 2CuO

Взаимодействие кислорода со сложными веществами

Кислород способен реагировать не только с простыми, но и со сложными веществами.

Природный газ метан сгорает в кислороде с образованием оксида углерода (IV) и воды:

CH 4 2O 2 = CO 2 2H 2 O Q

При неполном сгорании метана (в условиях недостаточного количества кислорода) образуется не углекислый, а угарный газ СО. Угарный газ – ядовитое вещество, чрезвычайно опасное для человека, т.к. человек не ощущает его отравляющего действия, а медленно засыпает с потерей сознания.

Реакции простых и сложных веществ с кислородом называют окислением. При взаимодействии простых и сложных веществ с кислородом, как правило, образуются сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Эти вещества называются оксидами.

1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й кл.: к учеб. П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006. (с.70-74)

2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.68-70)

3. Химия. 8 класс. Учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. – М.:Астрель, 2012. (§21)

4. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005. (§28)

5. Химия: неорган. химия: учеб. для 8кл. общеобр. учрежд. /Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§20)

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта, 2003.

Бериллий, магний. Распространение в природе. Физические и химические свойства. Биологическая роль. Признаки дефицита, токсичность элемента. Применение соединений в медицине и фармации

Ве- элемент главной подгруппы второй группы, второго периода периодической системы, с атомным номером 4.

В природе: Разновидности берилла считаются драгоценными камнями: аквамарин - голубой, зеленовато-голубой, голубовато-зеленый; изумруд - густо-зеленый, ярко-зеленый; гелиодор - желтый; Содержание бериллия в морской воде чрезвычайно низкое - 6·10 −7 мг/л

Бериллий - относительно твердый, но хрупкий металл серебристо-белого цвета.На воздухе активно покрывается стойкой оксидной плёнкой BeO.

Для бериллия характерна только одна степень окисления +2. Соответствующий гидроксид амфотерен, причем как основные, так и кислотные свойства выражены слабо.

Используется для изготовления окон к рентгеновским установкам, добавляется к сплавам для увеличения твердости и электропроводности.

Био роль: Ве снижает активность иммуноглобулина. Избыток приводит к заболеванию – пневмонии.

Мg- элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода с атомным номером 12.

В природе: Это один из самых распространённых элементов земной коры Содержание составляет 1,87 %. Большие количества магния находятся в морской воде.

Физ свойства: Магний - металл серебристо-белого цвета с гексагональной решёткой, обладает металлическим блеском. При обычных условиях поверхность магния покрыта прочной защитной плёнкой оксида магния MgO.

Хим свойства: Раскаленный магний реагирует с водой:
Mg + Н 2 О = MgO + H 2
Щелочи на магний не действуют, в кислотах он растворяется легко с выделением водорода:
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
При нагревании на воздухе магний сгорает с образованием оксида и небольшого количества нитрида. При этом выделяется большое количество теплоты и световой энергии:
2Mg + О 2 = 2MgO
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
Магний может гореть даже в углекислом газе:
2Mg + CO 2 = 2MgO + C

Био роль: внутриклеточный ион, активирует ферменты, учувствует в гидролиз, активирует синтез белка, учувствуют в минерализации костей.

MgO – входит в состав стоматологический паст и зубных цементов.

Биологическая роль:

Водород как отдельный элемент не обладает биологической ценностью. Для организма важны соединения, в состав которых он входит, а именно вода, белки, жиры, углеводы, витамины, биологически активные вещества (за исключением минералов) и т.д. Наибольшую ценность, конечно, представляет соединение водорода с кислородом – вода, которая фактически является средой существования всех клеток организма. Другой группой важных соединений водорода являются кислоты – их способность высвобождать ион водорода делает возможным формирование рН среды. Немаловажной функцией водорода также является его способность образовывать водородные связи, которые, например, формируют в пространстве активные формы белков и двухцепочечную структуру ДНК.

Признаки дефицита:

· обезвоживание, чувство жажды,

· снижение тургора тканей,

· сухость кожи и слизистых оболочек,

· повышение концентрации крови,

· артериальная гипотензия.

Токсичность: Водород нетоксичен. Летальная доза для человека не определена.

Применение в мед и фарм: Соединения водорода используются в химической промышленности при получении метанола, аммиака и т.д.

В медицине один из изотопов водорода (дейтерий) в качестве метки используется при исследованиях фармакокинетики лекарственных препаратов. Другой изотоп (тритий) применяется в радиоизотопной диагностике, при изучении биохимических реакций метаболизма ферментов и др.

Перекись водорода H 2 O 2 является средством дезинфекции и стерилизации.

Биологическая роль:

участвует во многих биохимических реакциях (регулирует активность ряда ферментов - аденилатциклазы, липаз, эстераз, лактатдегидрогеназ и др.)
участвует в образовании костной ткани, а также формировании эмали и дентина зубной ткани, проявляя выраженный противокариесный эффект за счет подавления кислотообразующих бактерий в полости рта

Признаки дефицита:

повышение риска развития кариеса зубов
повышение риска развития остеопороза

Токсичность: Большинство фтороорганических соединений сильно ядовиты. Некоторые неорганические соединения фтора (напр., HF) также очень токсичны. Потенциально летальная доза NaF при пероральном поступлении составляет всего 5-10 г. Однако ряд насыщенных фтороуглеродных соединений абсолютно химически и биологически нейтральны.

Токсическая доза фтора для человека: 20 мг. Летальная доза для человека: 2 г.

Применение в мед и фарм:

Биологическая пасивность фтороуглеродных соединений в совокупности со свойствами хорошо растворять кислород и другие газы дает возможность использовать их в качестве искусственного кровезаменителя с газотранспортной функцией. На сегодняшний день существует ряд препаратов, используемых в качестве кровезаменителей и содержащих перфторуглеродные соединения.

На основе биологически нейтральных фторорганических соединений изготовляются искусственные сосуды и клапаны для сердца.

Самым радикальным и эффективным методом обеззараживания воды считается ее фторирование (до концентрации 1 мг/л). Фторирование воды приводит к снижению кариеса на 30-50 %, также при лечении кариеса применяются местные аппликации 1-2% раствором фторида натрия или фторида олова.

В медицине фторсодержащие препараты служат для лечения гипофтороза, выпускаются в виде таблеток, лечебных пленок, лаков для зубов, используются как наркотические средства и т.д.

Радиоактивные изотопы фтора применяются в медико-биологических исследованиях.

Биологическая роль:

в связи с тем, что хлорид-ионы способны проникать через мембрану клеток, они вместе с ионами натрия и калия поддерживают осмотическое давление и регулируют водно-солевой обмен
создают благоприятную среду в желудке для действия протеолитических ферментов желудочного сока
благодаря наличию в мембранах клетоки митохондрий специальных хлорных каналов, хлорид ионы регулируют объем жидкости, трансэпителиальный транспорт ионов, создают и стабилизируют мембранный потенциал
участвуют в создании и поддержании рН в клетках и биологических жидкостях организма

Признаки дефицита:

слабость, сонливость, вялость, анорексия
выпадение зубов и волос
дерматиты
алкалоз
запоры

Токсичность: Хлор - токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора).

Применение в мед. и фарм.:

Соединения хлора используются в приготовлении пищи (NaCl), для обеззараживания питьевой воды (хлорирование), дезинфекции, отбеливании тканей, в качестве реагента для многих химических процессов (HCl, HClO4), а также широко используются в химической и целлюлозно-бумажной промышленности при производстве органических растворителей и полимеров.

Хлор применяется для производства гербицидов, пестицидов и инсектицидов.

Хлор элемент входит в состав желудочного сока, препаратов для лечения ряда желудочно-кишечных заболеваний. В медицине широко используются бактерицидные свойства хлорсодержащих препаратов.

Биологическая роль:

стимулирует рост и развитие организма
регулирует рост и дифференцировку тканей
повышает артериальное давление, а также частоту и силу сердечных сокращений
регулирует (увеличивает) скорость протекания многих биохимических реакций
регулирует обмен энергии, повышает температуру тела
регулирует обмен витаминов
повышает потребление тканями кислорода

Признаки дефицита:

Увеличение щитовидной железы и формирование эндемического зоба.
Нарушение выработки гормонов щитовидной железы.
Снижение основного обмена, температуры тела.
У детей – развитие кретинизма, отсталость в физическом и умственном развитии.

Токсичность: Токсическая доза для человека: 2-5 мг/сутки.

Летальная доза для человека: 35-350 мг.

Применение в мед. и фарм: Несмотря на активное применение йодированной соли в развитых странах, нехватка йода остается одним из наиболее распространенных минеральных дефицитов в мире. Согласно рекомендациям ВОЗ, в мире применяются 4 метода профилактики йододефицитных заболеваний: йодирование соли, хлеба, масла и прием обогащенных йодом биологически активных добавок к пище.

В медицинских целях йод используется в лекарственных препаратах, применяемых, в частности, при заболеваниях щитовидной железы.

Йод входит в состав "бытовой" настойки йода в спирте, раствора Люголя, ряда препаратов, таких как: Йокс, Йодид. Йод используют в гинекологической практике для профилактики и лечения инфекционных заболеваний как средство для местного применения.

Радиоактивный йод применяется для диагностики заболеваний щитовидной железы.

Некоторые препараты йода служат в качестве рентгеноконтрастных веществ при исследованиях сосудов и сердца, матки и фаллопиевых труб, печени и желчного пузыря.

59. Биологическая роль серы.

придает необходимую для их функционирования пространственную организацию молекулам белков за счет образования дисульфидных мостиков
является компонентом многих ферментов, гормонов (в частности в инсулина), и серосодержащих аминокислот
является компонентом таких активных веществ, как гистамин, витамина биотин, витаминоида липоевой кислоты и др.
сульфгидрильные группы образуют активные центры ряда ферментов
обеспечивает передачу энергии в клетке: атом серы принимает на свободную орбиталь один из электронов кислорода
участвует в переносе метильных групп
входит в состав коэнзимов, включая коэнзим А

Роль тиоловой группы: Сульфгидрильные группы (тиоловые группы,) SH-группы органических соединений. С. г. обладают высокой и разнообразной реакционной способностью: легко окисляются с образованием дисульфидов, сульфеновых, сульфиновых или сульфокислот; легко вступают в реакции алкилирования, ацилирования, тиол-дисульфидного обмена, образуют меркаптиды (при реакции с ионами тяжёлых металлов), меркаптали, меркаптолы (при реакции с альдегидами и кетонами). С. г. играют важную роль в биохимических процессах. С. г. кофермента А (См. Кофермент А), липоевой кислоты (См. Липоевая кислота) и 4 1 -фосфопантетеина участвуют в ферментативных реакциях образования и переноса ацильных остатков, связанных с метаболизмом липидов и углеводов;

Признаки дефицита:

патологии печени, суставов, кожи
нарушения метаболизма серосодержащих соединений

Токсичность: Чистая сера нетоксична для человека. Данные о токсичности серы, содержащейся в пищевых продуктах, отсутствуют. Летальная доза для человека не определена.

Токсичны многие соединения серы. К числу наиболее опасных соединений серы относятся сероводород, оксид серы и сернистый ангидрид.

Применение в мед. и фарм.: Для медицинских целей люди издавна использовали дезинфицирующие свойства серы, которую применяли при лечении кожных болезней, а также бактерицидное действие сернистого газа, образующегося при горении серы.

При приеме внутрь элементарная сера действует как слабительное. Порошок очищенной серы используют в качестве противоглистного средства при энтеробиозе. Соединения серы в виде сульфаниламидных препаратов (бисептол, сульфацил-натрия, сульгин и др.) обладают противомикробной активностью.

Стерильный раствор 1-2% серы в персиковом масле применяют для пирогенной терапии при лечении сифилиса.

Сера и ее неорганические соединения применяются при хронических артропатиях, при заболеваниях сердечной мышцы (кардиосклероз), при многих хронических кожных и гинекологических заболеваниях, при профессиональных отравлениях тяжелыми металлами (ртуть, свинец) - Тиосульфат натрия.

Очищенную и осажденную серу применяют наружно в мазях и присыпках при кожных заболеваниях (себорея, сикоз); при лечении себореи волосистой части головы используют селена дисульфид. Тиосульфат натрия также применяется как наружное средство при лечении больных чесоткой и некоторыми грибковыми заболеваниями кожи.

60. Биологическая роль кислорода.

Кислород входит в состав молекул множества веществ - от самых простых до сложных полимеров; наличие в организме и взаимодействие этих веществ обеспечивает существование жизни. Являясь составной частью молекулы воды, кислород участвует практически во всех биохимических процессах протекающих в организме.

Кислород незаменим, при его недостатке эффективным средством может быть только восстановление нормального снабжения организма кислородом. Даже кратковременное (несколько минут) прекращение поступления кислорода в организм может вызвать тяжелые нарушения его функций и последующую смерть.

Главной функцией молекулярного кислорода в организме является окисление различных соединений. Вместе с водородом кислород образует воду, содержание которой в организме взрослого человека в среднем составляет около 55-65%.

Кислород входит в состав белков, нуклеиновых кислот и других жизненно-необходимых компонентов организма. Кислород необходим для дыхания, окисления жиров, белков, углеводов, аминокислот, а также для многих других биохимических процессов.

Аллотропия:

Физические свойства кислорода

Газ - без цвета, вкуса и запаха; в 100V H 2 O растворяется 3V O 2 (н.у.); t°кип= -183°С; t°пл = -219°C; D по воздуху = 1,1, т.е. тяжелее воздуха.

Способы получения

1. Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха).

2. Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ)

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (при нагревании)

2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 (при нагревании, в присутствии катализатора MnO 2)

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 (в присутствии катализатора MnO 2)

Способы собирания