Нахождение в природе. Химические свойства. Получение и применение



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Нахождение в природе. Химические свойства. Получение и применение



В воздухе содержится 0,934% по массе аргона, 1,82·10-3 — неона, 5,42·10-4 — гелия, 1,14·10-4 — криптона и 8,7·10-6% ксенона. Кроме того, благородные газы содержатся в природных газах. Так, в некоторых газах, месторожде­ния которых находятся на территории Северной Америки, содержа­ние гелия достигает 7%. Он содержится также в некоторых камен­ноугольных газах. По данным спектрального анализа большие коли­чества гелия содержатся на Солнце. Было подсчитано, что вся земная атмосфера содер­жит лишь 374 литра радона. Радон находится исключительно в продуктах распада радиоактив­ных веществ.

Для инертных газов характерно полное (Не, Nе, Аr) или почти полное (Kr, Хе, Rn) отсутствие химической активности. В периодической системе они образуют особую группу (VIII). Разделение инертных га­зов основано на различии их физических свойств.

Вскоре после открытия инертных газов образованная ими в периодической системе новая группа была названа нулевой, чтобы подчеркнуть этим нулевую ва­лентность данных элементов, т. е. отсутствие у них химической активности. Такое название часто применяется и в настоя­щее время, однако по существу периодического закона правильнее счи­тать группу инертных газов восьмой, так как этими элементами соответствующие периоды не начинаются, а заканчиваются.

Температуры плавления и кипения инертных газов:

  Не Ne Ar Kr Xe Rn
Атомный номер 2 10 18 36 54 86
Атомная масса 4,00260 20,179 39,948 83,80 131,3 222
Температура плавления,°С -271                -249 -189 -157 -112 -71
Температура кипения, °С -269 -246 -186 -153 -108 -62
Теплота плавления, кДж/моль 0,008 0,33 1,2 1,6 2,3 2,9
Теплота испарения кДж/моль 0,08 1,8 6,5 9,0 12,6 16,8

Теплоты испарения во всех случаях гораздо больше теплот плавления. И те, и другие величины возрастают вместе с повышением температур плавления и кипения инертных газов.

Значения плотности инертных газов в жидком состоянии (при температуре кипения) и их относительные теплопроводности (при 0 °С) равны:

  He Ne Ar Kr Xe
Плотность, г/см3 0,13 1,2 1,4 2,6 3,1
Относительная теплопроводность (возд. = 1) 6,0 1,96 0,73 0,38 0,22

Ниже сопоставлены критические температуры и давления инертных газов, которые необходимы и достаточны для их перевода из газообразного состояния в жидкое.

  He Ne Ar Kr Xe Rn
Критическая температура, °С -268 -229 -122 +64 -16,6 +104
Критическое давление, атм. 2,3 27 48 54 58 62

Гелий был последним из газов переведен в жидкое и твердое состояние. По отношению к нему имели место особые трудности, обусловленные тем, что в результате расширения при обычных температурах гелий не охлаждается, а нагревается. Лишь ниже -250 °С он начинает вести себя «нормально». Отсюда следует, что обычный процесс сжижения мог быть применен к гелию лишь после его предварительного очень сильного охлаждения. С другой стороны, и критическая температура гелия лежит крайне низко. В силу этих обстоятельств благоприятные результаты были получены лишь после использования в качестве хладагента жидкого водорода, пользуясь испарением которого только и можно было охладить гелий до нужных температур. Получить жидкий гелий удалось впервые в 1908 г., твердый гелий — в 1926 г. Интересно, что жидкий гелий практически не растворяет никакие другие вещества.

Точки кипения и плавления гелия находятся в непосредственной близости к наинизшему возможному пределу охлаждения вещества — температуре абсолютного нуля, представление о которой было впервые намечено М. В. Ломоносовым (1747 г.). Она лежит при -273.15 °С (точно). Хотя абсолютный нуль недостижим, в лабораторных условиях уже были получены температуры, отличающиеся от него лишь на миллионные доли градуса.

От абсолютного нуля начинается отсчет по шкале абсолютных температур, часто применяемой при научных и технических исследованиях. Абсолютная шкала очень удобна, так как не содержит отрицательных температур. Кельвин (Т) имеет, такую же величину, как и градус обычной шкалы Цельсия (t). Поэтому соотношение между отсчетами по шкалам абсолютной (T) и Цельсия (t) дается простыми выражениями Т = t + 273,15 и t = Т - 273,15.

Согласно классической кинетической тео­рии, температура абсолютного нуля характери­зуется тем, что при ней прекращается всякое дви­жение частиц, т. е. наступает полный покой. Од­нако «абсолютный покой мыслим лишь там, где нет материи» (Энгельс). В настоящее время установлено, что частицы вещества сохраняют некоторую колебательную энергию даже при абсолютном нуле. Эта «нулевая энергия» тем больше, чем меньше массы частиц и чем силь­нее они взаимодействуют друг с другом. Общая нулевая энергия многоатомных молекул может достигать значительных величин.

Если точка абсолютного нуля принципиально, ограничивает возможности по­лучения низких температур, то для высоких температур подобного принципиального ограничения нет. Чем выше температура, тем больше возможностей для взаимодей­ствия веществ друг с другом и тем быстрее эти взаимодействия протекают. Однако по мере повышения рабочих температур быстро возрастают трудности технического оформления и эксплуатации соответствующих установок. Поэтому практически исполь­зуемые для проведения химических процессов температуры обычно не превышают 2000 °С.

Для приближенной характеристики высоких температур иногда пользуются указанием на тип свечения нагреваемого вещества (твердого или жидкого). Обычно различают области различных яркостей красного (600-1000 °С), желтого (1000-1300 °С) или белого (1300-1500 °С) каления.

Очень высокие температуры могут быть получены различными путями. На­пример, электрическая дуга с водяным охлаждением при диаметре токопроводящего канала 2,4 мм и силе тока 1450 А дает на оси канала температуру 55000 °С (что примерно в 2,5 раза выше температуры канала молнии). Для измерения столь высоких температур используются методы астрофизики.

Все инертные газы бесцветны и состоят из одноатомных молекул. Растворимость их при переходе от гелия к радону быстро повышается. Так, в 100 объемах воды растворяется при 0 °С следующее число объемов инертного газа:

 He Ne Ar Kr Xe Rn
1,0 2,2 5,7 11,1 24,2 41,5

Органические растворители (спирт, бензол и др.) дают подобный же ход изменения растворимости, но растворяют инертные газы значи­тельно лучше воды.

Рис. 3.8. Изменение относительной растворимости инертных газов с температурой.

При нагревании растворимость инертных газов в воде уменьшается тем значительнее, чем инертный газ тяжелее (рис. 3.8). Напротив, растворимость в орга­нических жидкостях при повышении температуры часто возрастает. Например, 100 объ­емов спирта растворяют 2,8 объема гелия при 15 °С и 3,2 объема при 25 °С.

Химические свойства. До 60-х годов XX в. не были известны химические соединения благородных газов, кроме кристаллогидратов. В 1962 г. Г. Ш. Бартлетт получил химическое соединение XePtF6. После этого химия ксенона стала развиваться довольно бурно. В на­стоящее время получено значительное число бинарных и тринарных фторидных и кислородных соединений ксенона: ХеF2, ХеF2·2SbF5, XeF4, XeOF2, XeF6, CsXeF7, Cs2XeF8, ХеО3, ХеО4, ХеО64-. Все эти соединения сравнительно малоустойчивы. Фторидные соединения подвер­жены полному гидролизу:

6 XeF4 + 12 Н2О = 2 ХеО3 + 4 Xe + 3 O2 + 24 HF

Они являются очень сильными окислителями, так как при их разло­жении выделяется фтор или кислород. Получены также фториды криптона KrF2 a KrF2·2SbF5. Химические соединения других благородных газов пока не получены.

Получение. Гелий получают из природных газов, используя его особенность очень слабо адсорбироваться активированным углем, охлаждаемым жидким воздухом. Это же свойство используется при выделении гелия (и неона) из воздуха.

Аргон получают из воздуха. Для этого «сырой» кислород, в котором содержится около 3% аргона, пропускают над раскаленным кар­бидом кальция. Кислород и азот поглощаются, остается «сырой» аргон. При фракционированной его перегонке получают чистые криптон и ксенон. Радон получают при радиоактивном распаде радия.

Применение инертных газов. Инертные газы находят довольно разнообразное практическое применение. Исключительно важна роль гелия при получении низких температур, так как жидкий гелий является самой холодной из всех жидкостей. Гелий (обычно с добавкой 15% водорода) может быть использован для наполнения дирижаблей. Подъемная сила последних определяется раз­ностью масс воздуха и заполняющего газа в объеме дирижабля. Зная молекулярные массы газов, и применяя закон Авогадро, находим, что отношение подъемных сил дири­жабля при заполнении его гелием или водородом должно быть равно (29 - 4)/(29 - 2) = 0,93. Таким образом, сообщаемая дирижаблю гелием подъемная сила равна 93% той, которую дает водород. Это уменьшение грузоподъемности с избытком окупается устранением огнеопасности. Для наполнения среднего дирижабля требуется примерно 100 тыс. м3 гелия.

В настоящее время гелий стал доступен для многих отраслей техники. Весьма перспективна электросварка металлов в атмосфере гелия. Гелий способен более или менее быстро проникать сквозь перегородки из стекла, пластмасс и некоторых металлов (но не железа). Хранят его в коричне­вых баллонах с белой надписью «Гелий».

Искусственный воздух, в составе которого азот заменен гелием, был впервые применен для обеспечения дыхания водолазов. Растворимость газов с возрастанием давления сильно увеличивается, поэтому у опускающегося в воду и снабжаемого обычным воздухом водолаза кровь растворяет азота больше, чем в нормальных условиях. При подъеме, когда давление падает, растворенный азот начинает выде­ляться и его пузырьки частично закупоривают мелкие крове­носные сосуды, нарушая тем самым нормальное кровообра­щение и вызывая приступы «кессонной болезни». Из-за замены азота гелием болезненные явления резко ослабляются вследствие гораздо меньшей растворимости гелия в крови, что особенно сказывается при повышенных давлениях. Работа в атмосфере «гелийного» воздуха позволяет водолазам опускаться на большие глубины (свыше 100 м) и значительно удлинять сроки пребывания под водой.

Плотность гелийного воздуха примерно в три раза меньше плотности обыч­ного, дышать им гораздо легче. Этим обусловлено большое медицинское значение гелийного воздуха при лечении астмы, удуший и т. п., когда даже кратковременное облегчение дыхания больного может спасти ему жизнь. Подобный гелийному, «ксеноновый» воздух (80% ксенона, 20% кислорода) оказывает при вдыхании сильное наркотическое действие, что может найти медицинское использование.

Рис. 3.9. Условия воз­никновения непрерывных электрических разрядов в газах.

Неон и аргон широко используются электротехнической промышленностью. При прохождении электрического тока сквозь заполненные этими газами стеклянные трубки, газы начинают светиться, что применяется для оформления световых надписей и т. п. Как видно из рис. 3.9, характер непрерывного электрического разряда в газо­вой среде, помимо природы самого газа, зависит от давления этого газа (Р), напряжения (Е) и плотности тока, т. е. количества электричества, проходящего за единицу времени сквозь единицу поверхности. Используемый в разрядных трубках с инертными газами тлеющий разряд возникает лишь при малых отношениях Р/Е, т. е. сравнительно низких давлениях газа и высоких напряжениях тока. Расход электроэнергии в таких газосветных трубках очень мал.

Мощные неоновые трубки этого типа особенно пригодны для маяков и других сигнальных устройств, так как их красный свет мало задерживается туманом. Цвет свечения гелия по мере уменьшения его давления в трубке меняется от розового через желтый к зеленому. Для Ar, Kr и Xe характерны различные оттенки голубого цвета.

Аргон (обычно в смеси с 14% азота) служит также для заполнения электро­ламп. Из-за значительно меньшей теплопроводности еще лучше подходят для этой цели криптон и ксенон: заполненные ими электролампы дают больше света при том же расходе энергии, лучше выдерживают перегрузку и долговечнее обычных.

Атмосферой аргона широко пользуются как защитной при различных химических работах и производственных процессах, когда нужно изолировать реагирующие веще­ства от окружающего пространства. Хранят аргон в черных баллонах с синей надписью «Аргон» и белой полосой под ней.


Глава 4. КИСЛОРОД

Кислород

Кислород был открыт шведским химиком К. В. Шееле в 1769-1770 гг. и английским химиком Д. Ж. Пристли в 1774 г.

Нахождение в природе. Кислород является самым распространенным элементом земной коры. В атмосфере его находится ¾ 23 масс. %, в со­ставе воды ¾ 89%, в человеческом организме ¾ 55%, в песке содержится 53% кислорода, в глине — 56% и т. д. Если подсчитать его массу в воздухе (атмосфере), воде (гидросфере) и доступной непосредственному химическому исследованию части твер­дой земной коры (литосфере), то окажется, что на долю кислорода приходится 47% их общей массы. Свободный кислород со­держится почти исключительно в атмосфере, причем количество его оценивается в 1,2·1015 т. При всей громадности этой величины она не превышает 1·10-6 общего содержания кислорода в земной коре.

Изучение химических превращений земной коры составляет пред­мет изучения геохимии. С позиций этой науки значение того или иного элемента для протекающих в земной коре химических взаимодействий определяется его относительным числом атомов. Поэтому более удобным является сопоставление распространенности отдельных элементов не в весовых, а в атомных процентах (Кларк). Для кислорода подобный пере­счет даст Кларк = 52,3. Таким образом, более половины всех составляю­щих земную кору атомов приходится на долю кислорода.

Древнейшая атмосфера Земли не содержала кислорода. Первичное его появление было обусловлено происхо­дящим под действием ультрафиолетовых лучей Солнца разложением молекул водяного пара по общей схеме: 2 Н2О = 2 Н2 + О2. Возникавший таким путем водород уходил вверх, а главная масса кислорода, расходовалась на взаимодействие со способными окисляться веществами. Быстрое обогащение атмосферы кислородом началось, вероятно, лишь после появления на Земле растительности.

Хотя вблизи земной поверхности атмосфера содержит его в виде молекул (О2), выше 100 км основной формой существования этого элемента становится атомарная. Распад молекул О2 на атомы осуществляется под воздействием ультрафиолетового излучения Солнца.

Физические свойства. При обычных условиях кислород — газ без цвета и запаха, слаборастворимый в воде. В других растворителях его растворимость также незначительна. При атмосферном дав­лении кислород сжижается при -183 °С, а затвердевает при -219 °С. В жидком и твердом состояниях кислород окрашен в голубой цвет, он обладает магнитными свойствами.

Воды гидросферы содержат 1,5·1013 т растворенного кислорода. Растворимость его в воде имеет гро­мадное значение для жизни, так как служащий источником энергии живых организмов процесс дыхания осуществляется с участием раство­ренного кислорода.

Растворимости кислорода в воде при нормаль­ном давлении и различных температурах:

Температура, °С 0 10 15 20 25 30 40 60 80 100
Растворимость (объемы О2 на 100V воды 4,9 3,8 3,4 3,1 2,8 2,6 2,3 2,0 1,8 1,7

Химическая сущность дыхания состоит в соединении углерода и водорода органических веществ с кислородом воздуха. Как у живот­ных, так и у растений оно происходит в химическом смысле одина­ково. Однако у растений параллельно протекает процесс питания: под действием солнечных лучей организм растений синтезирует необ­ходимые ему органические вещества из углекислого газа и воды, при­чем свободный кислород возвращается в атмосферу. Общее его коли­чество, выделяемое растениями в процессе питания, примерно в шесть раз больше потребляемого ими при дыхании.

Дыханию живых организмов аналогичны в химическом отношении протекающие повсюду разнообразные процессы окисления. В узком смысле слова под окислением понимается соединение вещества с кислородом. Так как последний является одним из самых активных химических элементов, он более или менее энергично реагирует почти со всеми веществами. Если окисление протекает с выделением большого количества тепла и света, его обычно называют горением. Медлен­но протекающие процессы окисления в зависимости от характера окисляющегося вещества называют ржавлением (для железа), тле­нием (для органических остатков) или чаще всего просто окислением.

Соединение отдельных атомов кислорода в молекулы О2 сопровождается зна­чительным выделением энергии (248 кДж/моль). Есть предположение, что это может быть использовано для обеспечения полетов на больших высотах.

Критическая температура кислорода равна -118 °С, критическое давление 50 атм. Жидкий кислород имеет плотность 1,14 г/см3 (при температуре кипения). Плотность твердого кислорода (при температуре плав­ления) равна 1,27 г/см3. Для твердого кислорода характерны кристаллы трех различных типов, причем каждый из них устойчив в определенных пределах температур: ниже -249 °С, от -249 до -229 °С и от -229 °С до температуры плавления.

Химические свойства. Кислород относится к активным неметал­лам. Во всех соединениях, кроме соединений со фтором и пероксидов он имеет степень окисления -2. (В соединениях со фтором кислород проявляет степень окисления +2, а в пероксидных соединениях сте­пень его окисления равна -1 или даже дробному числу. Это объяс­няется тем, что в пероксидах два или несколько атомов кислорода соединены друг в другом).

Кислород взаимодействует со всеми металлами, за исключением золота и платиновых металлов (кроме осмия), образуя оксиды:

2 Mg + O2 = 2 MgO (оксид магния)

4 Al + 3 O2 = 2 Al2O3 (оксид алюминия)

Он взаимодействует также со всеми, кроме галогенов, неметаллами, образуя ок­сиды:

S + O2 = SO2 (оксид серы(IV)),

4 Р + 5 O2 = 2 Р2О5 (оксид фосфора(V))

N2 + О2 = 2 NO (оксид азота(II))

Оксиды золота и платиновых металлов получают разложением их гидроксидов, а кислородные соединения галогенов — осторожным обезвоживанием их кислородсодержащих кислот.

В кислороде и на воздухе легко окисляются (сгорают или тлеют) многие неорганические и органические вещества. Из неорганических веществ, кроме металлов в неметаллов, с кислородом реагируют все соединения металлов с неметаллами, за исключением хлоридов и бромидов:

СаН2 + О2 = CaO + Н2О,      

2 ZnS + 3 О2 = 2 ZnO + 2 SO2,

Mg3P2 + 4 O2 = Mg3(PO4)2,­

Ca2Si + 2 O2 = Ca2SiO4.

Из органических соединений с кислородом взаимодействуют почти все соединения, кроме полностью фторированных углеводородов (фреонов), а также хлор- и бромпроизводных с большим содержанием хлора или брома (хлороформ, тетрахлорид углерода, полихлорэтаны и аналогичные бромпроизводные):

CH4 + 2 O2 = СО2 + 2 Н2O,

C2H2 + 5 O2 = 3 СО2 + 4 Н2O,

2 C2H5OH + О2 = 2 CH3CHO + 2 Н2О,

2 СН3СНО + О2 = 2 СН3СООН,

C6H12O6 + 6 О2 = 6 СО2 + 6 Н2О,

2 C6H6 + 15 O2 = 12 СО2 + 6 H2О.

В атомарном состоянии кислород более активен, чем в молекуляр­ном. Это свойство используют для отбеливания различных материалов (легче разрушаются окрашивающие органические вещества). В моле­кулярном состоянии кислород может существовать в виде кислорода O2 и озона О3, т. е. для него характерно явление аллотропии.



Последнее изменение этой страницы: 2021-04-05; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 35.172.136.29 (0.042 с.)