rss · Субота, 18.11.2017, 22:08

Опитування

Будинок Культури
1. Необхідний в Червоному
2. Мені це не цікаво
3. Замість БК - магазин
4. Є інші заклади, там краще
5. Надам фінансову допомогу
6. Не потрібен Червоному
7. Маю спонсора на ремонт
Всього відповідей: 41
Сторінка 1 з 11
Модератор форуму: Shooler, lusi 
Форум селища міського типу Червоне, Червоне - зробимо кращим »  Школопедія (Школопедия) » Хімія » 7 клас - Тема 2: Прості речовини, метали і неметали (7 клас - Тема 2: Прості речовини, метали і неметали)
7 клас - Тема 2: Прості речовини, метали і неметали
ShoolerДата: П'ятниця, 13.02.2009, 17:44 | Повідомлення № 1
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

7 клас - Тема 2: Прості речовини, метали і неметали

Оксиген. Кисень, склад його молекули, фізичні властивості. Добування кисню в лабораторії. Реакція розкладу. Поняття про каталізатор.
Хімічні властивості кисню: взаємодія з вугіллям, сіркою, фосфором. Реакція сполучення. Поняття про оксиди, окиснення, горіння. Умови виникнення й припинення горіння.
Поширеність та колообіг Оксигену в природі. Застосування кисню, його біологічна роль.
Ферум. Залізо. Фiзичні та хімічні властивості заліза: взаємодія з киснем, сіркою.
Поширеність Феруму в природі. Застосування заліза. Руйнування (іржавіння) заліза в природних умовах.



Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Неділя, 31.05.2009, 23:08 | Повідомлення № 2
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

Оксиген. Кисень, склад його молекули, фізичні властивості. Добування кисню в лабораторії. Реакція розкладу. Поняття про каталізатор.

§6.1 Кислород, его распространенность в природе. Атмосфера.

Кислород – 8-й элемент Периодической таблицы (заряд ядра 8), химический символ – O, относительная атомная масса (атомный вес) 16. Валентность кислорода в соединениях равна двум, наиболее распространенная степень окисления -2. Молекула кислорода О2 , молекулярная масса (молекулярный вес) 32 а.е.м. Молярная масса 32 г/моль.

Мы не случайно начинаем изучение химии важнейших элементов с кислорода. Кислород – действительно важнейший элемент. Его химия тесно связана практически со всеми элементами Периодической системы, поскольку с каждым из них кислород образует те или иные соединения. Исключение составляют только легкие инертные газы – гелий, неон, аргон.

Есть и еще одна важная причина. Кислород играет исключительную роль в существовании на Земле жизни и всей человеческой цивилизации. На поверхности планеты – в земной коре – связанный кислород является самым распространенным элементом. В составе минералов, в виде соединений с другими элементами он составляет 47 % от массы земной коры!

В атмосфере Земли кислород находится в свободном (не связанном) состоянии: здесь его 21 % по объему или 23 % по массе.

Толщина земной атмосферы составляет несколько сотен километров. Разумеется, уже в 100 км от поверхности Земли атмосфера очень разрежена, тем не менее, ее состав определяется с помощью спутников. Если взять глобус диаметром 35 см и представить вокруг него двухсантиметровый слой, то мы получим некоторое понятие о масштабах земной атмосферы. Ее объем составляет более чем 4·1018 м3. Огромное количество кислорода (86 - 89 % по массе с учетом растворенных в воде солей) содержит гидросфера Земли – моря и океаны.

** Преобладание кислорода среди других элементов в атмосфере и земной коре нашей планеты не может оказаться случайным. Вероятно, это явление связано с возникновением и развитием жизни. В атмосфере молодой Земли кислорода практически не было. Основная масса первичной атмосферы приходилась на диоксид углерода CO2. Оставшуюся часть составляли газы, которые и сейчас выделяются из недр при вулканической деятельности. Главным образом это пары воды (Н2О), хлористый водород (HCl), монооксид углерода (СО), азот (N2), сероводород (H2S) и другие.

Основная масса кислорода в атмосфере планеты возникла только после появления на Земле первых фотосинтезирующих одноклеточных организмов – прокариот, известных под названием сине-зеленые водоросли. Процесс этот начался около 2 млрд. лет тому назад (см. рис. 6-1). Под действием солнечного света (отсюда название – фотосинтез) прокариоты усваивали из углекислого газа углерод и кислород. Из воды они усваивали только водород, одновременно выделяя в атмосферу свободный кислород в качестве побочного продукта жизнедеятельности.

Прокариоты не нуждались в свободном кислороде – такой тип бескислородного "дыхания" называется анаэробным. Возможно, кислород нужен был прокариотам и как средство борьбы с анаэробными бактериями-конкурентами. Кислород накапливался в атмосфере и реагировал с элементами и их соединениями, находящимися на поверхности и в атмосфере молодой Земли.

Рис. 6-1. Одна из гипотез возникновения современной атмосферы Земли. Обратите внимание на связь между изменением состава атмосферы и сменой биологических эпох. (По книге П. Эткинса "Молекулы").


Таким образом, весьма ценный для нас с вами кислород, которым мы дышим и без которого не в состоянии прожить и нескольких минут, когда-то был загрязняющим веществом в атмосфере. Это грандиозное "загрязнение" атмосферы кислородом оставило свой след в геологическом строении Земли. Когда выделяемый прокариотами кислород окислил находящееся на поверхности планеты железо, Земля во многих местах покрылась красноватой ржавчиной - оксидами железа. Именно из оксидов железа состоят железные руды. Их мощные залежи и сегодня напоминают об этой эпохе.

Постепенно кислорода стало в атмосфере так много, что анаэробные бактерии уступили место другим существам – с аэробным (кислородным) типом дыхания. Аэробные организмы используют для дыхания не СО2, а молекулярный кислород. Вплоть до нашего времени длится геологическая эпоха, когда огромные количества кислорода постоянно расходуются на дыхание живых существ и горение.

Интересно, что только теперь, спустя 2 миллиарда лет, совершенно точно выяснился "геологический смысл жизни" каждой отдельно взятой сине-зеленой водоросли, жившей в то время. Это живое существо должно было родиться здоровым, прожить как можно более долгую жизнь (чтобы выделить в атмосферу как можно больше кислорода), оставить после себя здоровое, полноценное потомство. Оно не должно было "обижать" других прокариот, чтобы и те могли выполнить такую же миссию, отведенную им природой. Иными словами, смысл жизни заключается в том, чтобы жить.

Вероятно, это правило действует и поныне для всех живых существ. Не пройдет и одного-двух миллиардов лет, как выяснится "геологический смысл жизни" человечества. В чем он, этот смысл? Попробуйте подумать на эту тему (см. задачу 6.22 в конце этой главы).

Но вернемся к атмосфере Земли. Каким же образом в нашу эпоху восполняются потери кислорода в природе? Это происходит благодаря растениям, которые сохранили способность под действием солнечных лучей (фотосинтетически) превращать углекислый газ и воду в кислород и углеводы (строительный материал клеток растений). Например, процесс образования в растениях углевода крахмала можно записать таким уравнением (здесь n – некое целое число, достаточно большое):



Вспомните предыдущую главу, где мы рассчитали потери кислорода при работе сравнительно маломощного автомобильного двигателя, и вы поймете, почему лесные массивы зачастую называют легкими планеты. Очень важную роль играют и водоросли океана. Все растения Земли в течение года создают около 300 млрд. т кислорода. Таким образом, все блага и само существование человеческой цивилизации целиком зависят от зеленых растений.

Кислород – газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Если на весах уравновесить пустой стакан, а затем через трубку наполнить его кислородом, то равновесие нарушится.

Кислород слабо растворим в воде – в 1 л воды при 20° С растворяется 31 мл кислорода (0,004% по массе). Тем не менее, этого количества хватает для дыхания рыб, живущих в водоемах.

Жидкий кислород – подвижная, слегка голубоватая жидкость, кипящая при -183 ° С. Твердый кислород – синие кристаллы, плавящиеся при еще более низкой температуре -218,7 ° С.

Природный кислород содержит три изотопа:

Самый "легкий" изотоп (кислород-16) имеет атомную массу 15,9949 а.е.м., два других изотопа имеют массу 16,999 и 17,999 а.е.м. Но "тяжелых" изотопов в природном кислороде крайне мало, поэтому его атомная масса составляет "среднее" значение 15,9994 а.е.м. В свободном виде кислород обычно существует в виде двухатомных молекул О2.

Структуру молекулы кислорода в первом приближении можно представить следующим образом:

Вместе с неподеленными парами электронов каждое ядро молекулы O2 "обслуживается" восемью электронами, что и требуется для достижения минимума энергии всей системы.

** В реальности молекула кислорода имеет более сложное строение. Экспериментально показано, что в ней имеются неспаренные электроны. Это установлено изученим магнитных свойств кислорода (кислород притягивается магнитом!). Удалось найти и теоретическое объяснение таких необычных свойств молекулы кислорода с помощью теории молекулярных орбиталей. В соответствии с этой теорией молекула кислорода вынуждена "отступить" от правила октета и ее структурное изображение может выглядеть так:

Однако валентность (II) для кислорода в подавляющем большинстве его соединений не вызывает никаких сомнений.

Основы химии. Электронный учебник. А. В. Мануйлов, В. И. Родионов.



Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Понеділок, 01.06.2009, 00:21 | Повідомлення № 3
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§6.2 Получение кислорода.

Большое количество кислорода используется в промышленности, в медицине, в других областях человеческой деятельности. Промышленные количества кислорода получают из жидкого воздуха. Сначала воздух сжимают мощными компрессорами – при этом он, как любой сжимаемый газ, сильно нагревается. Если вам приходилось энергично накачивать велосипедную камеру, то вы должны помнить, что корпус насоса и шланг нагреваются довольно заметно.

Сжатый воздух в больших баллонах-емкостях охлаждается. Затем его подвергают быстрому расширению через узкие каналы, снабженные турбинками для дополнительного отбора энергии у молекул газа. Эти устройства называются турбодетандерами. При расширении любого газа всегда происходит его охлаждение. Если газ был сжат очень сильно, то его расширение может привести к такому сильному охлаждению, что часть воздуха сжижается. Жидкий воздух собирают в специальные сосуды, называемые сосудами Дьюара (рис. 6-2).


Рис. 6-2. Сосуд Дьюара для хранения и транспортировки сжиженных газов и его устройство. Из пространства между внутренней и внешней стенками сосуда откачан воздух. Вакуум практически не проводит тепло, поэтому жидкий газ, даже имея очень низкую температуру, может сохраняться в таком сосуде длительное время.

Как вы уже знаете, жидкий кислород кипит при более "высокой" температуре (-183 оС), чем жидкий азот (-196 оС). Поэтому при "нагревании" жидкого воздуха, когда температура этой очень холодной жидкости медленно повышается от -200 оС до -180 оС, прежде всего при -196 оС перегоняется азот (который опять сжижают) и только следом перегоняется кислород. Если такую перегонку жидких азота и кислорода произвести неоднократно, то можно получить весьма чистый кислород. Обычно его хранят в сжатом виде в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет. Характерная голубая окраска баллонов нужна для того, чтобы нельзя было спутать кислород с каким-нибудь другим сжатым газом.

Аппаратура для промышленного получения кислорода, как мы видим, очень сложна и энергоемка. В лаборатории кислород удобнее получать из его соединений с другими элементами.

Чаще всего кислород получают нагреванием таких веществ (в состав которых кислород входит в связанном виде), как перманганат калия (марганцовка), хлорат калия (бертолетова соль), нитрат калия (селитра):

2 KMnO4

=

K2MnO4

+

MnO2

+

O2

перманганат калия

нагревание

манганат калия

диоксид марганца

кислород


 

2 KClO3

=

2 KCl

+

3 O2

хлорат калия

нагревание

хлорид калия

кислород


 

2 KNO3

=

2 KNO2

+

O2

нитрат калия

нагревание

нитрит калия

кислород


Удобно получать кислород в лаборатории из пероксида водорода:

2 H2O2

=

2 H2O

+

O2

пероксид водорода

катализатор

кислород

 

Пероксид водорода обычно используется в виде 3%-ного водного раствора. Многие из вас знакомы с ним, потому что такой раствор применяется как дезинфицирующее средство при обработке царапин и мелких ран. Он мало устойчив и уже при стоянии медленно разлагается на кислород и воду. Попав на царапину или ранку, пероксид начинает выделять кислород гораздо интенсивнее (сильно пузырится, шипит). Дело здесь в том, что кровь содержит особые вещества (катализаторы), которые ускоряют реакцию разложения пероксида водорода. Катализаторы – это вещества, способные ускорять химические превращения, сами оставаясь при этом неизменными (более подробно о них рассказывается в следующей книге).

Катализаторами разложения Н2О2 могут служить многие вещества, в том числе и неорганические: диоксид марганца (MnO2), древесный уголь (углерод), железный порошок. Существуют и "антикатализаторы" – то есть вещества, замедляющие химическое превращение. Такие замедлители химических реакций называются ингибиторами. Например, фосфорная кислота Н3РО4 по каким-то причинам препятствует разложению пероксида водорода.

Интересен способ получения кислорода из пероксидов металлов, который раньше применяли на подводных лодках, потому что одновременно с выделением кислорода происходит поглощение углекислого газа:

2 Na2O2

+

2 CO2

=

2 Na2CO3

+

O2

пероксид натрия

углекислый газ

сода

кислород

 

На современных атомных подводных лодках, где имеется мощный и почти неисчерпаемый источник электрической энергии, есть возможность получать кислород разложением воды под действием электрического тока (электролизом воды):

2 H2O

=

2 H2

+

O2

электрический ток

водород

кислород

** История открытия кислорода интересно переплетается с историей появления подводных лодок. Есть сведения, что кислород был открыт еще в XVII веке голландским ученым К. Дреббелем. Он использовал этот газ для дыхания в подводной лодке собственной конструкции. Но это открытие относилось к военной технике и держалось в секрете, поэтому не оказало никакого влияния на дальнейшие исследования.

До официального открытия кислорода химики, вероятно, уже получали этот газ разными способами, но не знали, что держат в руках новый элемент.

Первооткрывателями кислорода считаются шведский химик Карл Шееле и английский естествоиспытатель Джозеф Пристли. Шееле получил кислород несколько раньше, но опубликовал свои исследования позднее, чем Пристли.

Карл Шееле по профессии был аптекарем, а по призванию – химиком-экспериментатором. В течение многих лет он изучал разложение нагреванием множества веществ (среди которых была и селитра KNO3) и получил газ, который поддерживал дыхание и горение. Свои исследования он опубликовал в 1777 году в книге "Химический трактат о воздухе и огне".

Джозеф Пристли был священником, а в естественных науках его интересовала прежде всего "пневмохимия", т.е. изучение свойств различных газов. Он был первым, кто специально растворил газ в воде и обнаружил, что вода стала удивительно вкусной. Так была изобретена газированная вода.

Затем Пристли, как и Шееле, стал изучать газы, выделяемые различными веществами при нагревании. Получаемый газ он выводил через трубку в сосуд, заполненный не водой, а ртутью. Пристли уже убедился в том, что вода слишком хорошо растворяет газы.

Среди веществ, разложение которых изучил Пристли, оказалось одно, известное еще алхимикам под названием "меркуриус кальцинатус пер се" или жженая ртуть. Это вещество на современном химическом языке называется оксидом ртути, а уравнение его разложения при нагревании выглядит следующим образом:

2 HgO

=

2 Hg

+

O2

оксид ртути

нагревание

ртуть

кислород

Вы можете теперь представить, как трудно было изучать химию во времена, когда химические формулы еще не были изобретены. То, что мы только что записали коротким химическим уравнением, Пристли описал в 1774 году следующим образом: "Я поместил под перевернутой банкой, погруженной в ртуть, немного порошка "меркуриус кальцинатус пер се". Затем я взял небольшое зажигательное стекло и направил лучи Солнца прямо внутрь банки на порошок. Из порошка стал выделяться воздух, который вытеснил ртуть из банки. Я принялся изучать этот воздух. И меня удивило, даже взволновало до глубины моей души, что в этом воздухе свеча горит лучше и светлее, чем в обычной атмосфере".

Разумеется, такое описание реакции выглядит весьма поэтично по сравнению с обычным химическим уравнением. Зато уравнение точнее и короче отражает суть произошедшей химической реакции, его легче понять и запомнить.

Основы химии. Электронный учебник. А. В. Мануйлов, В. И. Родионов.



Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Вівторок, 02.06.2009, 00:18 | Повідомлення № 4
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§6.4 Оксиды.

Соединения элементов с кислородом называются оксидами. Не любое кислородсодержащее соединение может называться оксидом. Например, KMnO4 (уже известная нам марганцовка) не является оксидом, потому что содержит помимо кислорода еще два элемента (калий и марганец). Зато негашеная известь CaO, вода H2O, углекислый газ CO2 являются оксидами.

Оксидом называется сложное вещество, состоящее из атомов двух элементов, один из которых - кислород.

Поскольку кислород соединяется почти со всеми элементами, существуют оксиды как металлов, так и неметаллов. Оксиды металлов, подобно CuO, Fe2O3, СаО – твердые вещества. Оксиды неметаллов могут быть как твердые (P2O5), так и жидкие (H2O) и газообразные (как SO2 и CO2).

Элементы с переменной валентностью могут образовывать несколько оксидов. Чтобы их отличать, в названии оксида указывают валентность связанного с кислородом элемента. Нам уже встречались такие названия в предыдущем параграфе. Приведем еще примеры:

SO2 – оксид серы (IV)

SO3 – оксид серы (VI)

Cr2O3 – оксид хрома (III)

CrO3 – оксид хрома (VI)

Оксиды получают, например, с помощью реакций элементов с кислородом:

S + O2 = SO2

2Mg + O2 = 2MgO

C + O2 = CO2

Иногда оксиды удобнее получать из других соединений элементов или даже из других оксидов:

2H3BO3 = B2O3 + 3H2O (при нагревании)

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

CaCO3 = CaO + CO2 (при нагревании)

SO2 + O2 = SO3 (реакция идет с катализатором)

2CO + O2 = 2CO2

Многие элементы находятся в природе в виде своих соединений с кислородом, т.е. оксидов. Руды различных металлов часто являются именно оксидами этих металлов. Например, железные руды: магнитный железняк – Fe3O4 (смесь оксидов FeO× Fe2O3), красный железняк – Fe3O4, бурый железняк – 2Fe3O4× 3H2O; алюминиевая руда боксит – Al2O3× nH2O и так далее.

Поэтому важнейшим применением оксидов металлов является их восстановление. Например, в доменной печи происходит восстановление оксидов железа с образованием металлического железа:

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2

FeO + CO = Fe + CO2

Химические свойства оксидов далеко не исчерпываются приведенными примерами. Более подробно с их свойствами мы познакомимся в последней главе – при изучении основных классов соединений.

** Некоторые оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:

SO3 + H2O = H2SO4

CaO + H2O = H2CaO2 или Ca(OH)2

В результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H2SO4 серная кислота, Са(ОН)2 гашеная известь и т.д.

Если оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство. Например, оксид цинка ZnO вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.

Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO2. Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды.

Оксид хрома (III) – Cr2O3 очень прочные кристаллы темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr2O3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования “Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.

Благодаря нерастворимости и прочности оксида хрома (III) его используют и в полиграфических красках (например, для окраски денежных купюр). Вообще, оксиды многих металлов применяются в качестве пигментов для самых разнообразных красок, хотя это далеко не единственное их применение.

Основы химии. Электронный учебник. А. В. Мануйлов, В. И. Родионов.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Вівторок, 02.06.2009, 00:21 | Повідомлення № 5
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§6.5 Применение кислорода.

Кислород необходим практически всем живым существам. Дыхание – это окислительно-восстановительный процесс, где кислород является окислителем. С помощью дыхания живые существа вырабатывают энергию, необходимую для поддержания жизни. К счастью, атмосфера Земли пока не испытывает заметного недостатка кислорода, но такая опасность может возникнуть в будущем.

Вне земной атмосферы человек вынужден брать с собой запас кислорода. Мы уже говорили о его применении на подводных лодках. Точно так же полученный искусственно кислород используют для дыхания в любой чуждой среде, где приходится работать людям: в авиации при полетах на больших высотах, в пилотируемых космических аппаратах, при восхождении на высокие горные вершины, в экипировке пожарных, которым часто приходится действовать в задымленной и ядовитой атмосфере и т.д.

Во всех этих устройствах есть источники кислорода для автономного дыхания.

Рис. 6-3. Работа в открытом космосе
(фото с Международной космической станции)
Рис. 6-4. Снаряжение водолаза
(фото с сайта www.tetis.ru)
Рис. 6-5. Пожарный с автономным дыхательным аппаратом
(фото с сайта www.aha.ru)

В медицине кислород используют для поддержания жизни больных с затрудненным дыханием и для лечения некоторых заболеваний. Однако чистым кислородом при нормальном давлении долго дышать нельзя – это опасно для здоровья.

Рис. 6-6. Больной находится в специальном аппарате в кислородной атмосфере при пониженном давлении. Врач беседует с больным по телефону
(фото автора)

Но главными потребителями кислорода, конечно, являются энергетика, металлургия и химическая промышленность.

Электрические и тепловые станции, работающие на угле, нефти или природном газе используют атмосферный кислород для сжигания топлива. Если даже небольшой автомобиль является настоящим "пожирателем" кислорода (как мы выяснили в предыдущей главе), то гигантские тепловые и электрические станции расходуют кислорода неизмеримо больше. До сих пор они вырабатывают около 80 % всего электричества в нашей стране и только остальные 20 % электроэнергии дают гидростанции и атомные станции, не расходующие атмосферного кислорода.

Для металлургической и химической промышленности нужен уже не атмосферный, а чистый кислород. Ежегодно во всем мире получают свыше 80 млн. тонн кислорода. Для его производства требуется огромное количество электроэнергии, получение которой, как мы уже знаем, тоже связано с расходованием кислорода.

Чистый кислород расходуется главным образом на получение стали из чугуна и металлолома. С этим важным процессом вы познакомитесь в следующем классе.

В машиностроении, в строительстве кислород используют для сварки и резки металлов. Горючий газ ацетилен, сгорая в токе кислорода, позволяет получить температуру выше 3000° С! Это приблизительно вдвое больше температуры плавления железа.

2 C2H2

+

5 O2

=

4 CO2

+

2 H2O

+

теплота

ацетилен

Ацетиленовая горелка состоит из двух трубок, вставленных одна в другую. Во внутреннюю трубку подается кислород, а во внешнюю – ацетилен, после чего смесь газов поджигается. Таким пламенем можно расплавить металлические детали в месте их соединения, то есть сварить их между собой.

Немного по-другому осуществляют резку металла. Если сначала сильно разогреть металл ацетиленовой горелкой, а затем уменьшить поток ацетилена и увеличить поток кислорода, то получается "кислородный резак". Железо, как мы знаем, горит в кислороде. Поэтому дальнейшее горение поддерживается уже без участия ацетилена, а струя кислорода прожигает металл, превращая его в оксиды железа. Сноп искр, вырывающихся из прожигаемого кислородом металла - это раскаленные частицы железной окалины.


Основы химии. Электронный учебник. А. В. Мануйлов, В. И. Родионов.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Вівторок, 02.06.2009, 00:22 | Повідомлення № 6
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§6.6 Озон.

С озоном вы уже познакомились в главе 1, когда мы рассказывали о составе свежего лесного воздуха (рис. 1-1 - молекула 6). Озон – голубой газ с резким запахом.

Атмосферный озон образуется из кислорода при грозовых разрядах. В лаборатории его также получают при "тихом" (без искр) электрическом разряде сквозь стеклянную трубку, через которую пропускают ток кислорода. Такой прибор называется озонатором. В озонаторе (и в атмосфере во время грозы) происходят следующие реакции:

O2

=

2 O

молекула кислорода

электрический разряд

атомарный кислород

O2 + O = O3 (озон)

Очень небольшое содержание озона (7× 10–6 % ) в воздухе придает ему запах свежести и благотворно действует на организм человека. Но если содержание озона в атмосфере повысить до 10–4 % (а это совсем мало по сравнению с 21% кислорода в воздухе), то человек испытывает головную боль и другие признаки химического отравления.

Хотя молекулярный кислород и озон составлены из атомов одного и того же элемента кислорода – это разные вещества. С таким же явлением на примере углерода мы уже сталкивались в главе 3 (алмаз и графит). Оно называется аллотропией. Графит и алмаз – разные вещества, хотя и тот и другой состоят только из углерода. Теперь мы наблюдаем такое же явление у кислорода.

Если какой-либо элемент образует два или несколько простых веществ, то такие вещества называются аллотропными модификациями. Само это явление называется аллотропией.

Итак, озон и молекулярный кислород – две разные аллотропные модификации элемента кислорода.

** Озон обладает более сильными окислительными свойствами, чем кислород. Например, озон способен изменить степень окисления иода от -1 до 0 (окислить анион иода до свободного иода), в то время как с кислородом O2 эта реакция не идет:

Резина быстро разрушается в атмосфере озона, а спирт при соприкосновении с ним воспламеняется. В чем же причина такой высокой окислительной способности озона?

Молекула озона вполне устойчива, однако на свету или под влиянием катализаторов она легко разлагается с выделением атомарного кислорода:

O3 = O2 + O

Атомарный кислород как окислитель гораздо активнее молекулярного, потому что в молекуле кислорода дефицит электронов на внешнем уровне не так силен из-за объединения электронов в общую "копилку" молекулярную орбиталь.

Нестабильность озона (при действии света и катализаторов) наряду со способностью убивать бактерии делают его почти идеальным средством для обеззараживания питьевой воды. Озон убивает болезнетворные бактерии окислением, частично превращаясь при этом в молекулярный кислород. Поэтому озонированная вода лучше и вкуснее хлорированной, которую до сих пор приходится пить жителям многих больших городов.

Катализаторами разложения озона могут служить атомарный хлор и другие, самые разнообразные вещества. Много таких веществ среди промышленных выбросов в атмосферу. Эти катализаторы, сами оставаясь неизменными, понижают содержание озона в стратосфере, где он играет роль фильтра для жестких ультрафиолетовых лучей (рис. 6-7).

Рис. 6-7. Озон образуется и разлагается под действием ультрафиолетовых лучей. Молекула озона поглощает ультрафиолетовый свет и рассеивает его энергию в виде тепла. Поверхности Земли достигают только те ультрафиолетовые лучи, которые не опасны для живых организмов. Вспомните также рис. 2-10 из главы 2, где объясняется, почему свет с меньшей длиной волны несет большую энергию и рис. 2-12, показывающий ультрафиолетовую часть солнечного спектра.

Стратосфера это безоблачная, сухая, холодная область нашей атмосферы приблизительно между 10 и 50 км над уровнем моря. Воздух очень медленно перемешивается в ней по вертикали, но зато довольно интенсивно по горизонтали. Поэтому промышленные загрязнения, попав в стратосферу, могут оставаться в ней многие годы и легко распространяться вокруг Земли.

Озоновый слой, разрушение которого так легко катализируется, очень мал по объему. Если сконцентрировать весь стратосферный озон в окружающую земной шар тонкую оболочку, то ее толщина составит всего около 3 мм. Тем не менее, этого незначительного (в масштабах планеты) количества озона хватает для того, чтобы не пропускать к поверхности Земли наиболее вредные для живых организмов "жесткие" ультрафиолетовые лучи. Когда мы загораем на солнце, на нашу кожу падают "мягкие" ультрафиолетовые лучи, не способные принести вреда здоровью (если загорать в меру).

Таким образом, проблема промышленных выбросов в атмосферу это не только проблема загрязнения поверхности Земли вредными веществами, но еще и проблема "загрязнения" солнечного спектра жестким, вредным для человека ультрафиолетовым излучением.

Но не стоит и преувеличивать опасность: полное исчезновение озона не грозит атмосфере до тех пор, пока в ней есть кислород и пока светит Солнце.


Основы химии. Электронный учебник. А. В. Мануйлов, В. И. Родионов.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 14:49 | Повідомлення № 7
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

Ферум. Залізо. Фiзичні та хімічні властивості заліза: взаємодія з киснем, сіркою. Поширеність Феруму в природі. Застосування заліза. Руйнування (іржавіння) заліза в природних умовах.

Залізо

Залізо - хімічна речовина, яка складається з феруму - хімічного елемента з атомним номером 26, що позначається в хімічних формулах символом Fe.

Атомна маса
заліза 55,847. Це сріблясто-сірий, пластичний і ковкий метал, який легко окиснюється утворюючи оксиди феруму. Залізо електропровідний метал. Його твердість за Брінеллем не перевищує 100 HB; модуль Юнга 190-210x103 МПа; модуль зсуву 8,4х10-3 МПа; короткочасна міцність на розрив 170-210 МПа, межа текучості - 100 МПа; ударна в'язкість 300 МПа; середня питома теплоємність (273-1273 К) 640,57 Дж/кг·К; густина 7,84. На повітрі окиснюється, покриваючись іржею FeO·nH2O. Серед інших породоутворюючих елементів має максимальну атомну масу.

Поширення в природі

За поширеністю в природі ферум займає друге місце серед металів (після алюмінію). На нього припадає 5,10% маси земної кори. За вмістом в земній корі ферум займає 4-е місце. Зустрічається він винятково у вигляді різних сполук. Вільне залізо знаходять лише в метеоритах.

Ферум - поширений елемент метеоритної речовини: в кам'яних метеоритах міститься 25, а в залізних 90,85 мас.% Fe. Космічна поширеність заліза близька до його вмісту в фотосфері Сонця - 627 г/т. Середньопланетна частка феруму в речовині Землі велика - 38,8%. Найбідніша на ферум поверхня Землі.

Найважливішими природними сполуками феруму, що мають промислове значення, є магнітний залізняк Fe3O4, червоний залізняк Fe2O3, бурий залізняк Fe2O3 · nH2O та пірит FeS2. Оксиди феруму служать рудами, з яких добувають залізо, а пірит — сировиною для сульфатно-кислотного виробництва.

Розповсюдженість феруму в гірських породах (% за масою): ультраосновні - 9,85; основні - 8,56; середні - 5,85; кислі - 2,70; лужні - 3,60; осадові - 3,33. Відомо понад 300 мінералів, що містять ферум: оксиди, сульфіди, силікати, фосфати, карбонати та ін.

Найважливіші мінерали феруму: гематит Fe2O3 (70% Fe), магнетит Fe3O4 (72,4% Fe), ґетит FeOOH (62,9% Fe), лепідокрокіт FeO(OH) (62,9% Fe), лімоніт - суміш гідрооксидів Fe з SiO2 та ін. речовинами (40-62% Fe), сидерит FeCO3 (48,2% Fe), ільменіт FeTiO3 (36,8% Fe), шамозит (34-42% FeO), вівіаніт (43,0% FeO), скородит (34,6% Fe2О3), ярозит (47,9% Fe2О3) та ін.

Багаті родовища магнітного залізняку зосереджені на Уралі в районі м. Магнітогорська і в Курській області (так звана Курська магнітна аномалія). Родовища червоного залізняку є в Україні в районі м. Кривий Ріг. Родовища бурого залізняку зосереджені на Керченському півострові. Крім того, потужні родовища залізних руд виявлені і в інших місцях — на Кольському півострові, в Сибіру і на Далекому Сході.

Фізичні властивості

Залізо — блискучий сріблясто-білий важкий метал. Густина його 7,86 т/м3; температура плавлення 1538 °C. Залізо досить пластичне. Воно легко кується, штампується, витягується в дріт і прокатується в тонкі листи, легко намагнічується і розмагнічується. Вище температури Кюрі (770 °C) втрачає феромагнітні властивості. До температури 912 °C існує в алотропній модифікації α-заліза з об'ємноцентрованою кубічною кристалічною ґраткою, за вищої температури — γ-заліза із гранецентрованою кубічною ґраткою, вище 1394 °C знову змінює тип ґратки на об'ємноцентровану кубічну.

Хімічні властивості

Ферум належить до восьмої групи періодичної системи елементів Менделєєва. Його атоми на зовнішній електронній оболонці мають по два електрони, а на передостанній — 14 електронів. Атоми феруму можуть легко втрачати два електрони і перетворюватись у двовалентні катіони Fe2+. Вони можуть втрачати і три електрони (один з передостанньої оболонки) і перетворюватись у тривалентні катіони Fe3+. Таким чином, залізо утворює два ряди сполук. Сполуки тривалентного феруму стійкіші.

У сухому повітрі при звичайній температурі залізо досить стійке, але у вологому швидко ржавіє, вкриваючись товстим шаром іржі. Іржа є сумішшю оксидів і гідроксидів феруму. Найбільшу частину іржі складає сесквіоксид заліза Fe2O3 і тригідроксид заліза Fe(OH)3. Крім того, до її складу входить монооксид заліза FeO, дигідроксид заліза Fe(OH)2 та інші сполуки. Процес ржавіння заліза можна зобразити такими приблизними рівняннями:
  • 2Fe + O2 + 2Н2О = 2Fe(OH)2
  • 4Fe(OH)2 + O2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3
  • Fe(OH)2 = FeO + H2O
  • 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Іржа досить крихка і пориста. Тому вона не може ізолювати метал від атмосфери, через що процес ржавіння відбувається безперервно. При високій температурі залізо легко сполучається з киснем, ; утворюючи окалину Fe3O4 (FeO · Fe2O3). В атмосфері кисню розжарена залізна дротина горить яскравим полум'ям, утворюючи теж окалину Fe3O4. При нагріванні залізо може легко реагувати з хлором, сіркою та іншими неметалами:
  • 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
  • Fe + S = FeS

В електрохімічному ряді напруг залізо стоїть лівіше від водню, тому воно легко реагує з розведеними хлоридною і сульфатною кислотами:

  • Fe + 2HCl = FeCl2 + Н2
  • Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

З розведеною нітратною кислотою залізо теж легко реагує:

  • Fe + HNO3 + 3HNO3 = Fe (NO3)3 + 2H2O + NO ↑

Але з концентрованою нітратною і концентрованою сульфатною кислотами без нагрівання залізо не реагує. Воно стає «пасивним», вкриваючись тонкою оксидною плівкою, яка не розчиняється в кислотах і ізолює метал від дії кислоти. Завдяки цьому концентровану нітратну і концентровану сульфатну кислоту можна зберігати і транспортувати в залізній тарі.

Залізо може відновлювати менш активні метали з розчинів їхніх солей,наприклад: Fe + CuSO4=FeSO4 + Cu

Застосування

Залізовуглецеві сплави чавун і сталь - основа конструкцій матеріалів, що застосовуються у всіх галузях промисловості. Сталі містять до 2,14% карбону, чавун - понад 2,14%. Залізо також використовується в різноманітних сплавах із іншими металами. Виробництво заліза та його сплавів складає окремуу галузь промисловості - чорну металургію.

Біологічна роль

Ферум життєво важливий хімічний елемент для всіх організмів. В клітинах ферум зазвичай зберігається в центрі метал-протеїнів, оскільки вільний ферум неспецифічно зв'язується із численними хімічними речовинами клітини і може каталізувати утворення токсичних вільних радикалів. Нестача феруму в організмі може призодити до анемії.

У тваринах, рослинах та грибах ферум часто входить до складу гемномго комплексу. Гем - важлива складова частина цитохромних білків, які грають роль посередиників у окисно-відновлювальних реакціях, та білків, які переносять оксиген - гемоглобіну, міоглобіну й леггемоглобіну. Неорганічний ферум також може впливати на окисно-відновлювальні реакції у залізо-сіркових кластерах багатьох ензимів, як, наприклад, нітрогенази.

До негемних протеїнів належать ензими монооксигенази метану, які окиснюють метан до метанолу, рибонуклеотид редуктаза, яка відновлює рибозу до деоксирибози, гемеритріни, які відповідають за транспортування й фіксацію оксигену у морських хребетних та пурпурова кислотна фосфатаза, що каталізує гідроліз ефірів фосфору.

У ссавців розподіл феруму в організмі жорстко регулюється, оскільки ферум потенціально токсичний. Розподіл феруму регулюється ще й тому, що його потребують чимало бактерій, тож обмеження доступу бактерій до цього елементу допомагає запобігти інфекції або обмежити її. Вочевидь це причина відносно малої кількості феруму в молоці ссавців. Основу системи регулювання вмісту феруму складає білок трансферин, який зв'язує залізо й транспортує його до кров'яних клітин.


Ферум (Fe)
Атомний номер 26
Зовнішній вигляд ковкий, в'язкий сріблясто-білий метал
Властивості атома
Атомна маса
(молярна маса)
55.847 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома 126 пм
Енергія іонізації
(перший електрон)
759.1(7.87) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація [Ar] 3d6 4s2
Хімічні властивості
Ковалентний радіус 117 пм
Радіус іона (+3e) 64 (+2e)74 пм
Електронегативність
(за Полінгом)
1.83
Електродний потенціал 0
Ступені окислення 6, 3, 2, 0, -2
Термодинамічні властивості
Густина 7.874 г/см³
Питома теплоємність 0.443 Дж/(K моль)
Теплопровідність 80.4 Вт/(м К)
Температура плавлення 1808 K
Теплота плавлення 13.8 кДж/моль
Температура кипіння 3023 K
Теплота випаровування ~340 кДж/моль
Молярний об'єм 7.1 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки кубічна
об'ємноцентрована
Період ґратки 2.870 Å
Відношення c/a n/a
Температура Дебая 460.00 K


Більше читайте у Вікіпедії


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
Форум селища міського типу Червоне, Червоне - зробимо кращим »  Школопедія (Школопедия) » Хімія » 7 клас - Тема 2: Прості речовини, метали і неметали (7 клас - Тема 2: Прості речовини, метали і неметали)
Сторінка 1 з 11
Пошук:


Оплата будь-яких послуг через інтернет

Вхід

Логін:
Пароль:

Інформація

Ваш IP: 54.225.36.143
Браузер:

Cайт живе: