Предыдущая страница реферата | 1  2  3  4  5  6  7 | Следующая страница реферата

Начиная с 1976 г. обнаружено уменьшение концентрации О3, а это чревато увеличением интенсивности потока радиации и, как следствие, развитием рака у растений и животных. Созданная Всемирной метеорологической организаций (ВМО) комиссия для изучения данного явления и разработки методов по предотвращению его развития установила, что истоньшение озонового слоя напрямую связано с выбросом в атмосферу несвойственных природе фтор- и фторхлоруглеродов жирного ряда или фреонов (от лат. frigor - холод, так как эта группа соединений обладает свойствами холодильных агентов), из которых наиболее распространены так называемые фреон-12 (ССl2F2) и фреон-11 (CCl3F). Под действием УФ-излучения фреоны фотолизируют и радикалы хлора и фтора реагируют с озоном, превращая его в дикислород и образуя оксиды. Эти оксиды реагируют с атомарным кислородом, в результате реакции получаются дикислород и радикалы, готовые вновь прореагировать с трикислородом. Покажем происходящий процесс на примере CF3Cl:

CF3Cl ® CF3 + Cl*;          Cl* + O3 ® ClO + O2;          ClO + O* ® Cl* + O2

Таким образом, в атмосфере создается постоянная циркуляция хлора и фтора, частицы которых могут дрейфовать в воздушном пространстве от 100 до 150 лет. Обычно, эти элементы, попадая в атмосферу и распадаясь на радикалы, реагировали с метаном, а получавшийся водородные соединения выпадали на Землю с осадками:

Cl2 ® Cl* + Cl*;          CH4 + Cl* ® HCl + CH3

Однако, массовое применение фторхлоруглеводородов в аэрозольных баллонах и различных холодильных установках привело к выбросу такого их количества, что пути вывода хлора и фтора из атмосферы не могут обеспечить уровень этих газов в пределах, при которых озоновый слой не подвергался бы опасности быть уничтоженным. Возникновению озоновых дыр также способствуют высотные самолеты и спутники, в топливных выбросах которых содержатся сильные окислители. В связи с нарастанием проблемы, ООН пришла к выводу о необходимости замены фреонов аналогичными по свойствам соединениями, о чем рядом стран, в том числе и бывшим СССР, был подписан международный договор. Для увеличения концентрации озона ВМО разработала программу искусственного выброса О3 в верхних слоях атмосферы.

Физические свойства озона. В обычных условиях он проявляется как газ, имеет светло-синий цвет (синий цвет становится заметен при 15-20%) и характерный «электрический» запах, обладает свойством взрываться при нагревании. Озон почти в 1,7 раз тяжелее воздуха, его растворимость в воде значительно больше, чем кислорода. Жидкая модификация трикислорода имеет темно-синий цвет, твердая (кристаллы призматической формы) – темно-фиолетовый.

Химические свойства озона. Трехатомная молекула озона построена в форме равнобедренного треугольника:

Близость угла между связями к 120о указывает на то, что центральный атом кислорода находится в состоянии sp2-гибридизации. Гибридная sp2-орбиталь перекрывается р-орбиталями и в молекуле образуются две s- и одна p-связь. s-связи соединяют крайние атомы с центральным, а p-связь делокализуется, т.е. принадлежит всем трем атомам кислорода (p-связь в молекуле озона – трехцентровая). Стандартная энтальпия образования О3 равна 142,5 кДж/моль.

Трикислород является неустойчивым соединением и самопроизвольно разлагается (при большой концентрации разложение озона может происходить со взрывом, причем взрываемость в сильной степени зависит от примесей, особенно органического происхождения):

О3 ®О2 + О*

Трикислород – один из сильнейших окислителей, более сильный, чем дикислород, но более слабый, чем атомный кислород. Например, из раствора йодида калия он выделяет йод, в то время как с О2 эта реакция не протекает (она может использоваться для обнаружения О3):

2KI + H2O + O3 ® I2 + 2KОН + О2

Он разрушает органические вещества, окисляет подавляющее большинство металлов и неметаллов до соответствующих окислов, разрушает каучук, переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов – в их сульфаты, разлагает галогеноводороды (кроме НF) и некоторые их соли и т.п. Во всех этих реакциях озон выступает как окислитель, однако, существуют реакции, в которых он фигурирует как восстановитель, например:

Н2О2 + О3 ® Н2О + 2О2

При действии на некоторые неорганические и органические вещества О3 образует озониды. В ходе большинства реакций молекула озона теряет один атом, переходя в молекулу О2.

Обнаружение и получение озона. Так как способность к окислению у озона выше, чем у кислорода, то этим его свойством в основном и пользуются для обнаружения газа. Если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную растворами KI и крахмала, то она тотчас посинеет, в то время как в деозонированом воздухе изменения окраски происходить не будет. С серебром трикислород образует черный пероксид серебра (точная формула неизвестна); при его контакте с эфиром или спиртом последние загораются.

Озон образуется из обычного кислорода (в чистом виде или в воздухе) под действием тлеющего (тихого) электрического разряда или ультрафиолетового излучения:

3О2 « 2О3

Для осуществления этой реакции необходима затрата энергии, и, потому, сама по себе протекать она не может. Обратная реакция – распад озона – проходит самопроизвольно потому, что в результате этого процесса энергия Гиббса системы уменьшается. Для получения озона из воздуха пользуются специальными приборами, называемыми озонаторами. Они воздействуют на кислород, создавая электрические разряды. Также озон образуется в процессах сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например, при разложении перекисей, окислении фосфора, электролизе кислородсодержащих кислот.

В природе озон образуется при электрических разрядах и под действием солнечной радиации в атмосфере, а также при окислении некоторых смолистых веществ хвойных деревьев.

Применение озона. Как сильный окислитель озон убивает бактерии, обладает белящим и дезинфицирующим действием. Его используют для обеззараживания питьевой воды и воздуха, в медицине и пищевой промышленности как дезинфицирующее средство, для обезвреживания промышленных сточных вод, для отбеливания тканей, бумаги, соломы, масел и т.п., а также как окислитель. Он необходим для производства некоторых органических веществ (ванилина, жирных кислот, камфары и др.).

II.3. Соединения кислорода.

Нормальные оксиды. Соединения элементов с кислородом называются оксидами (окислами). Соединения кислорода с простыми веществами, когда каждый атом кислорода соединяется только с атомом элемента, но не с другим кислородным атомом, называются нормальными оксидами. В них О проявляет в основном степень окисления (-II), исключая фторидные соединения. Если элемент образует только одно соединение с кислородом, то оно называется окисью. Если несколько, то оксид с наименьшим содержанием кислорода называется закисью, оксид с большим содержанием кислорода – окисью. Нормальные оксиды, в которых на один атом элемента приходится два или три атома кислорода, часто называют двуокисями или трёхокисями. Если элемент образует большее число оксидов, то остальные называются ангидридами тех кислот, которые получаются при действии на них воды. В зависимости от химических свойств различают солеобразующие оксиды, разделяющиеся на основные, кислотные и амфотерные, и несолеобразующие (дифферентные, т.е. безразличные) оксиды. Оксиды многих неметаллов, за исключением СО, NO, N2О, и металлов в высоких степенях окисления (+V) – (+VII) соответствуют кислотам, например:

SО3 + Н2О « Н2SО4;          CrО3 + Н2О ® Н2CrО4

Оксиды металлов в низких степенях окисления от (+I) до (+IV) являются основными либо амфотерными оксидами и им соответствуют основные или амфотерные гидроксиды, например:

Рекомендуем скачать другие рефераты по теме: контрольная по алгебре, курсовые рефераты.



Предыдущая страница реферата | 1  2  3  4  5  6  7 | Следующая страница реферата

Поделитесь этой записью или добавьте в закладки