• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Похідні молекулярних іонів кисню

У процесі хімічних перетворень молекула О₂ може віддавати або приєднувати електрони й утворювати молекулярні іони О₂⁺, О₂^- або О₂^2-. Оскільки в них сполучені між собою два атоми кис­ню, то їх називають сполуками пероксидного типу. Деякі характеристики цих сполук наведено нижче.

Віддаючи один електрон з p_р2р-молекулярної орбіталі, молекула кисню перетворюється на іон О₂⁺, який називають діоксогеніл-іоном. Реалізація процесу О₂ = О₂⁺ + е^- потребує знач­них витрат енергії (І =1165 кДж/моль у розрахунку на одну молекулу), тому можлива лише за умови застосування дуже сильних окисників, зокрема фториду платини (VІ) РtF_6. Внаслідок перебігу цієї реакції утворюється гексафтороплатинат (VI) діоксогенілу О₂[РtFe₆]. Синтез діоксогенілових солей можна реалізувати нагріванням за температури 150-500 °С суміші кисню, фтору та порошку відповідного елемента:

Похідні іона О₂⁺ парамагнітні, що зумовлено наявністю одного неспареного електрона на його p_р2р-молекулярній орбіталі. Як видно з наведених вище даних, між’ядерна відстань у катіоні О₂⁺ менша, а кратність зв'язку більша, ніж у молекулі О₂.

Приєднуючи один електрон на p_р2р-молекулярну орбіталь, кисень утворює молекулярний іон О₂^- який називають надпероксид-іоном, а його сполуки надпероксидами. Процес О₂ + 1е- = О₂^-, супроводжується виділенням енергії (48,1 кДж/моль у розрахунку на одну молекулу) і зумовлює зменшення крат­ності зв'язку до 1,5 (на розпушувальних p_р2р-молекулярних орбіталях до двох неспарених електронів молекули О₂ додається третій електрон). Як зазначалося вище, надпероксиди можна добути безпосередньо з простих речовин для найактивніших відновників — лужних металів підгрупи калію (К, Rb, Cs). Такі сполуки мають парамагнітні властивості, що згідно з методом молекулярних орбіталей зумовлено наявністю одного неспареного електрона на p_р2р-молекулярній орбіталі кисню.

Молекула О₂ може приєднувати два електрони з утворенням пероксид-гона О₂^2-, похідні якого називають пероксидами. Цей процес потребує витрати енергії (160 кДж/моль). Додаткові електрони розміщуються на p_р2р-молекулярній орбіталі. При цьому кратність зв' язку знижується до 1, тому порівняно з надпероксид-іоном O₂^- (кратність зв'язку 1,5) й особливо з молекулою кисню О₂ (кратність зв' язку 2) енергія дисоціації пероксид-іонів істотно менша, а відстань між атомами кисню більша. У молекулах пероксидів атоми кисню сполучені між собою простим двохелектронним s-зв'язком (О-О)^2-. Відсутність неспарених електронів визначає діамагнетизм пероксидів. Вони утворюються під час окиснення киснем деяких активних металів, наприклад:

2Nа + О₂ = Nа₂О₂.

Пероксиди та надпероксиди — сильні окисники. При контакті з ними багато органічних речовин займаються. Пероксид натрію Nа₂О₂ є ефективним реагентом для вибілювання тканин, бавов­ни, шовку, паперу тощо.

Вода.Найпоширенішою в природі й найважливішою для людини сполукою водню є вода. Нашу планету без перебільшення можна назвати планетою води. Вода вкриває 3/4 поверхні земної кулі. Загальна кількість води на Землі становить близько 1500 млн км³ (1,45×10¹⁸ м³), або 1/4500 маси земної кулі. З води зародилося життя на Землі, вода його розвиває і підтримує.

Водні ресурси земної кулі складаються з води морів та океанів; води полярних льодовиків прісної, але недоступної для використання; води річок та озер прісної і доступної для використання; підземної води, яка залягає до глибини 800 м та до 1600 м прісної або мінералізованої.

Вода є надзвичайно важливою технологічною речовиною. Жодне виробництво не обходиться без використання величезних мас води. Наприклад, для добування 1 т заліза використовують 300 т води. Загальні витрати чистої води в Україні становлять близько 0,01 км³ щодоби. Це стільки, скільки її є приблизно в двох кілометрах течії Дніпра. Найкращою для споживання людиною є вода глибоких артезіанських свердловин. Вона чиста, достатньо мінералізована і містить переважно потрібні людині розчинені солі.

Прийнятною є очищена вода річок. Очищення річкової води —це складний технологічний процес, який включає фільтрування та обробку спеціальними речовинами (хлором, озоном) для знешкодження шкідливих бактерій, що містяться в ній. Іноді воду додатково опромінюють ультрафіолетовим світлом. Для вилучення розчинених солей воду переганяють або дистилюють.

Як з фізичного, так і з хімічного поглядів вода є однією з найскладніших речовин, яку до того ж дуже важко виділити в чистому вигляді.

Фізичні властивості води. Чиста вода —прозора, рухома, безбарвна за звичайних умов рідина, яка не має ні запаху, ні смаку. Вона складається з кутових молекул Н₂О, кут між двома зв'язками Н-О, становить 104,5°. Молекули води полярні (диполі). У конденсованому стані (рідкому або твердому) вода значною мірою асоційована, кожна її молекула утворює із сусідніми по два міжмолекулярні водневі зв'язки, тому в просторі кожен атом кисню оточений чотирма найближчими атомами водню - двома «своїми», з коротшими зв'язками, і двома «чужими», з довшими зв'язками. Водневі зв'язки між молекулами води набагато міцніші порівняно з іншими подібними речовинами. Навіть у «холодній» парі вода перебуває у досить асоційованому стані. В органічних розчинниках її молекули димеризовані (Н₂О)₂.

Будова рідкої води остаточно ще не з' ясована. Рентгеноструктурними дослідженнями доведено, що молекули води у рідині розміщені так, що між ними утворюються порожнини, не зайняті молекулами канали мікроскопічних розмірів. Внаслідок теплового руху ці фрагменти весь час розпадаються, перегруповуються й утворюються знову. Окремі молекули, які в даний момент не беруть участі в утворенні водневих зв'язків, потрапляють до цих каналів і набувають більшої рухливості, ніж інші. Це свідчить про те, що в рідкій воді не всі молекули відіграють однакову роль: одні - потрапляють до порожнин, інші - займають місця у «стінках» порожнин. Внаслідок цього вода набуває різних аномальних властивостей. Під час охолодження води розміри асоціатів збільшуються, але водночас порожнини заповнюються, оскільки уповільнюється рух молекул, зростає густина води. За температури 4 °С (точніше, 3,98 °С) вода має найбільшу густину, яка умовно прийнята за одиницю густини 1 г/см³. У разі охолодження води до температури 0°С утворюються восьмимолекулярні асоціати. Такі агрегати з 8 молекул уже мають виражену «кригову» структуру. Порожнини вивільнюються, й об’єм рідини збільшується. В упорядкованій кристалічній струк­турі льоду кожна молекула води тетраедричне оточена чотирма іншими сусідніми молекулами. У результаті утворюється ажурна гексагональна кристалічна ґратка, в якій є порівняно великі порожнини діаметром 520-690 пм. Здатність води розширюватись під час кристалізації треба завжди брати до уваги в практичній діяльності, оскільки при цьому створюються значні тиски, і ємкості, в яких вона перебуває, можуть легко зруйнуватися. За рахунок цього вода, зокрема, руйнує камінь, шляхове покриття.

Отже, розширення води під час замерзання пов'язане з тим, що в разі нерегулярного розміщення в просторі молекули у рідкій воді займають менший об'єм порівняно з цілком регулярною орієнтацією в разі утворення кристалічної структури. Наслідком збільшення об'єму води під час кристалізації, згідно з принци­пом Ле Шательє, є зниження температури кристалізації при підвищенні зовнішнього тиску.

Вода має величезну теплоємність. Теплоємність речовини визначають за зміною температури речовини в разі поглинання нею певної кількості теплоти. Якщо до кількох різних речовин підвести однакову кількість теплоти, то більше нагріється та з них, яка має меншу теплоємність. Теплоємність речовини у розрахунку на одиницю її маси називають питомою теплоємністю. Якщо останню виразити як відношення теплоємності речовини до теплоємності еквівалентної маси води за температури 15°С, то дістанемо безрозмірне значення відносної теплоємності.

Кількістю теплоти, що виділяється під час охолодження 1 м³ води на 1 °С, можна нагріти 1000 м³ повітря на 3°С. Цей процес відбувається в природі, коли настає холодна пора. Нагріта влітку вода океанів і морів, поступово охолоджуючись, нагріває величезні об'єми повітря і перешкоджає різкому зниженню температури. За відсутності у води цієї властивості клімат Землі був би вкрай несприятливим для життя людини.

Вода має надзвичайно високу приховану теплоту плавлення. Щоб розтопити 1 кг льоду необхідно затратити 332,4 кДж енергії (це вдвічі більше за приховану теплоту плавлення сталі і в 15 разів більше за приховану теплоту плавлення свинцю). Завдяки цьому щедре весняне тепло повільно зігріває землю, не спричиняє катастрофічних повеней.

Нарешті, вода характеризується надзвичайно високою теплотою випаровування (кількість теплоти, необхідна для повного випаровування 1 г речовини). Щоб випарувати 1 л води, потрібно затратити понад 2000 кДж енергії. Величезне значення теплоти випаровування води зумовлює її високу температуру кипіння, оскільки лише за температури 100 °С пружність водяної пари досягає атмосферного тиску, і вода починає кипіти.

Завдяки високим значенням теплоємності води, прихованої теплоти плавлення льоду та дуже високому значенню теплоти випаровування, які пов'язані з великими витратами теплоти на руйнування асоційованої структури води, вона є регулятором клімату на Землі. Найбільш помірний клімат спостерігається поблизу великих водних басейнів —на берегах морів і океанів.

Влітку моря послаблюють спеку, бо вода повільно нагрівається. Багато теплоти витрачається на випаровування води. Краплі дощу, пронизуючи повітря, вбирають його теплоту й охолоджують атмосферу. Багато теплоти вбирається при таненні вічних снігів і льодовиків.

Взимку, навпаки, атмосфера нагрівається за рахунок замерзання великих мас води, й особливо, коли кристалізація води відбувається в повітряному просторі, - йде сніг.

Вода є прекрасним розчинником багатьох неорганічних та органічних речовин. При цьому розчинність газів, рідин і твердих речовин великою мірою залежить від їхньої природи. Майже всі гази, які складаються з полярних молекул, добре розчиняються у воді. Розчинність газів зростає зі збільшенням їх тиску та зниженням температури. Неполярні гази у воді розчиняються погано, але розчинність кисню, молекули якого парамагнітні, вища, ніж розчинність азоту, хоча парціальний тиск атмосферного азоту вчетверо вищий, ніж кисню. Справді, розчинність кисню в 1 об’ємі води за температури 0°С становить 0,0491 об' єму, а за 20 °С —0,0311 об' єму, тоді як розчинність азоту в 1 об' ємі води за 0°С досягає лише 0,0236 об' єму. Розчинений у воді кисень відіграє вирішальну роль у житті всіх гідробіонтів (організмів, які живуть у воді).

Розчинність у воді рідин в основному залежить від характеру молекул, з яких вони складаються. Полярні рідини зазвичай добре розчиняються у воді.

З неорганічних солей добре розчиняються у воді нітрати, переважна більшість хлоридів і сульфатів, тому в природній прісній воді завжди є аніони Сl^-, SО₄^2-, НСО₃^- та катіони Nа⁺, Са²⁺, М²⁺, Fе²⁺. У морській воді найбільше міститься хлориду натрію, а в аналітичних кількостях містяться ще близько 60 хімічних елементів. Деякі вчені вважають, що у морській воді присутні всі стійкі елементи. Вода є ідеальним середовищем (розчинником) для перебігу різноманітних хімічних реакцій. Часто вона виявляє каталітичну дію.

Хімічні властивості води. Відносно нагрівання вода є досить, стійкою сполукою. Вона практично не розкладається під час нагрівання до температури 1200 °С, і тільки за вищих температур термічне дисоціює на атом Н і групу -ОН. За темпера­тури 5000 °С вода розкладається з вибухом.

Відносно різноманітних хімічних сполук вода поводить себе як досить активний реагент. Вона може реагувати з речовинами як неорганічного, так і органічного походження. Під час взаємодії з ними вона може руйнуватися або залишатися незмінною.

Найхарактернішими для води є хімічні реакції, наведені нижче.

1.Приєднання основних та кислотних оксидів з утворенням основ і кислот:

2. Приєднання до основ, кислот і солей з утворенням кристалогідратів, наприклад: КОН×Н₂О, Н₂SО₄×2Н₂О, Nа₂SО₄×10Н₂О.

3.Окиснення за рахунок водню в ступені окиснення +1 сильних відновників за звичайних умов або за високої температури

4.Відновлення за рахунок кисню в ступені окиснення -2. Наприклад, водяна пара горить у середовищі фтору:

F₂ + Н₂О = 2НF + О.

5.Участь у донорно-акцепторних взаємодіях. За рахунок донорних властивостей атома оксигену, який має дві неподілені пари електронів, вода часто відіграє роль ліганда в реакціях комплексоутворення. Вона може бути і донором протона, тому в кислотно-основних перетвореннях відіграє роль амфоліту:

Н⁺ + Н₂О « Н₃О⁺.

Згідно з протонною теорією кислот і основ Й. Н. Бренстеда (1879-1947) в цій реакції вода є основою. Відносно електролітів, здатних приєднувати протон, вода поводить себе як кислота, наприклад:

NН₃ + Н₂О « NH₄⁺ + ОН^-.

Вона утворює велику кількість аквакомплексів:

Сu²⁺+4Н₂О=[Сu(Н₂О)₄]²⁺;

Сr³⁺ + 6Н₂О = [Сr(Н₂О)₆]³⁺.

Вода може не лише створювати середовище, а й бути безпосереднім учасником окисно-відновних реакцій:

С1₂ + Н₂О « НС1 + НОСl;

2КМnО₄ + 3К₂SО₃ + Н₂О = 2МnО₂ + 3К₂SО₄ + 2КОН.

Чиста вода є дуже слабким електролітом і майже не прово­дить електричний струм. Іонний добуток води за температури 22 °С відповідає стану рівноваги:

Н₂О « Н⁺ + ОН^-,

і дорівнює К_в = [Н⁺][ОН^-] = 10^-14.

У водних розчинах зазначену рівновагу дисоціації можна змінювати у той чи інший бік не лише розчиненням у воді кислот і лугів, а й солей слабких кислот або основ (гідроліз солей):

Fе³⁺ + Н₂О « FеОН²⁺ + H⁺;

РО₄^3- + Н₂О « HРО₄^2-+ ОН^-.

Внаслідок цих реакцій змінюється концентрація протонів або гідроксил-іонів.

Відомо багато сполук, які повністю розкладаються водою, наприклад:

Аl₂S₃ + 6Н₂О = 2А1(ОН)₃ + 3Н₂S;

РС1₃ + 3Н₂О = Н₃РО₃ + 3НС1.

Важка вода. Сполуку D₂О (оксид дейтерію) називають важкою водою. Вперше її одержали у 1933 р. американські хіміки Г. Н. Льюїс (1875-1946) та Ф. Г. Спеддінг (1902-1989) електролізом лужного розчину. Вміст її у морській воді становить близько 0,018 %, тому для добування 1 кг важкої води необхідно розкла­сти 170 т звичайної води. Одержують D₂О електролізом звичайної води (іони дейтерію розряджаються повільніше, ніж іони протію), фракційною дистиляцією рідкого водню та іншими методами. Температура її плавлення становить 3,8 °С, густина — 1,104 г/см³, температура кипіння 101,43 °С, іонний добуток — 0,2-10"¹⁴. Біологічні процеси у важкій воді відбуваються дещо повільніше, ніж у звичайній.

Виробляють важку воду у великих кількостях, її широко використовують в атомній енергетиці. В ядерних реакторах її застосовують для уповільнення нейтронів.

Гідроген пероксид. Пероксид водню є однією з найважливіших сполук кисню. У промисловості його добувають електрохімічними та хімічними способами. Для електрохімічного добування Н₂О₂ використовують розчини сірчаної кислоти або її солей (зокрема, (NН₄)₂SО₄). У цьому разі електролізу піддають 50 %-й розчин Н₂SО₄ за високої густини струму та охолодження. За таких умов на платиновому аноді окиснюються гідросульфат-іони до пероксодисірчаної кислоти Н₂S₂О₈:

2НSО₄^- = Н₂S₂О₈ + 2е.

Слабке нагрівання розчину Н₂S₂О₈ сприяє перебігу процесу гідролізу, внаслідок чого утворюється Н₂О₂:

Н₂S₂О₈ + 2Н₂О = Н₂О₂ + 2Н₂SО₄.

Хімічні методи добування Н₂О₂ ґрунтуються на окисненні киснем органічних сполук, наприклад таких, як алкільні похідні антрагідрохінону та ізопропіловий спирт.

Пероксид водню легко утворюється з пероксиду барію під дією на нього розбавленого розчину сірчаної кислоти:

ВаО₂ + Н₂SО₄ = Н₂О₂ + ВаSО₄.

Осад нерозчинного у воді ВаSО₄ повністю відокремлюється від розчину Н₂О₂ звичайним фільтруванням.

У промисловості добувають пероксид водню концентрацією, яка неперевищує 60 %, оскільки більш концентровані його розчини вибухонебезпечні при транспортуванні. 30%-й стабілізований розчин Н₂О₂ називають пергідролем. Для медичних цілей застосовують 3%-й розчин Н₂О₂. Щорічне світове виробництво пероксиду водню становить 0,5 млн тонн.

Пероксид водню високого ступеня чистоти та його розчини за звичайних умов досить стійкі й можуть зберігатися протягом тривалого часу, але під час нагрівання, в разі ультрафіолетового опромінення, а також за наявності іонів перехідних металів Н₂О₂ інтенсивно розкладається з виділенням кисню. Чистий Н₂О₂ та його концентровані розчини розкладаються бурхливо, часом з вибухом.

Для запобігання розщепленню Н₂О₂ до його розчину додають стабілізатори (звичайно фосфати натрію), які зв’язують шкідливі іони металів і тим самим гальмують небажаний процес, їх зберігають у прохолодному місці у темних посудинах. При цьому слід мати на увазі, що луги, навіть у кількостях, що вилуговуються зі звичайного скла, істотно прискорюють розщеплення молекули Н₂О₂.

Молекула Н₂О₂ нелінійна, два зв’язки О-Н розміщені у двох площинах під кутом 120°:

Внаслідок несимметричного розміщення зв’язків О-Н молекула Н₂О₂ дуже полярна.

Наявність неподілених електронних пар у атомів оксигену створює можливість донорно-акцепторної взаємодії. Так, подібно до води, пероксид водню може входити до складу кристалічних речовин, наприклад Ка₂СО₃×1,5Н₂О₂×Н₂О.

Рідкий і твердий пероксиди водню, а також його розчини у воді характеризуються наявністю стійких водневих зв'язків, які спричиняють асоціацію молекул. Тому за звичайних умов чистий пероксид водню — сиропоподібна в'язка блідо-блакитна рідина без запаху, яка майже в 1,5 раза важча за воду. Тиск пари Н₂О₂ нижчий за тиск пари води (за однакової температури), тому температура кипіння пероксиду водню вища і становить 150,2 °С. На цій властивості ґрунтується відокремлення Н₂О₂ від води шляхом фракційної перегонки. Слід також зазначити, що температуру кипіння Н₂О₂ за атмосферного тиску безпосередньо визначити неможливо, оскільки вже за температури 90 °С він починає розкладатися. Твердий Н₂О₂ має температуру плавлення -0,43 °С, його густина становить 1,71 г/см³.

Пероксид водню змішується з водою у будь-яких співвідношеннях завдяки виникненню нових водневих зв' язків. Він розчиняється також в ефірі, яким його можна екстрагувати із суміші з водою. З водних розчинів пероксид водню виділяється у вигляді нестійкого кристалогідрату Н₂О₂×2Н₂О, температура плавлення якого становить -52 °С.

Діелектрична проникність чистого Н₂О₂ за температури 25 °С становить 93, а його 65 %-го водного розчину — 120, тому чистий Н₂О₂ та його водні розчини є чудовими іонізуючими розчинниками, які подібно до води добре розчиняють речовини з полярними та іонними зв' язками. Однак використання таких розчинників обмежене недостатньою стійкістю Н₂О₂.

У водних розчинах пероксид водню є слабкою кислотою:

Н₂О₂ « Н⁺ + НО^-, К = 2,24×10^-12,

але сильнішою за воду. Під час взаємодії його розчинів з лугами можна виділити відповідні пероксиди металів, які належать до класу солей (а не оксидів), наприклад:

Н₂О₂ + Ва(ОН)₂ = ВаО₂ + 2Н₂О.

На відміну від нормальних оксидів, які з кислотами утворюють сіль і воду, пероксиди в подібних реакціях дають сіль і пероксид водню, наприклад:

ВаО + Н₂SО₄ = ВаSО₄ + Н₂О;

ВаО₂ + Н₂SО₄ = ВаSО₄ + Н₂О₂.

Пероксиди металів як солі слабкої кислоти у водному розчині нестійкі. Це зумовлено їх сильним гідролізом та розкладом Н₂О₂ у лужному середовищі:

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂;

2H₂O₂ 2H₂O + O₂.

Відомі численні неорганічні та органічні сполуки, які містять пероксидні групи.

Зв' язок між атомами кисню НО—ОН слабкий, що може бути пояснено взаємним електростатичним відштовхуванням неподілених пар електронів двох сполучених між собою атомів кисню. Він майже втричі слабкіший за зв'язок О—Н, тому для пероксиду водню особливо властиві реакції, які супроводжуються руйнуванням зв язку НО—ОН з утворенням сполук кисню з характерним для нього ступенем окиснення -2 або 0. Тобто для Н₂О₂ найхарактерніші окисно-відновні реакції. Пероксиди в окисно-відновних реакціях можуть перетворюватись згідно з такою схемою:

Прикладом може бути характерна для пероксиду водню реакція розкладу за типом диспропорціювання (окисно-відновна реакція самоокиснення — самовідновлення):

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂.

Отже, Н₂О₂ здатний виявляти властивості як окисника, так і відновника, що властиво сполукам з проміжними ступенями окиснення елементів. Окисна та відновна активності Н₂О₂ характеризуються такими значеннями електродних потенціалів відповідних перетворень:

Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2е- = 2Н₂О, Е° = 1,78 В;

О₂ + 2Н⁺ + 2е- = Н₂О₂, Е° = 0,68 В.

Порівняння цих електродних потенціалів свідчить про те, що окиснювальна здатність Н₂О₂ (Е° = 1,78 В) виражена значно сильніше, ніж відновна (Е° = 0,68 В). Справді, пероксиди — сильні окисники. Вони легко окиснюють йодиди до вільного йоду, нітрити — до нітратів, сполуки хрому(ПІ) — до хрому(VІ) тощо, наприклад:

2КІ + Н₂О₂ + Н₂SО₄ = І₂ + 2Н₂О + К₂SО₄;

2К₃[Сr(ОН)₆] + 3Н₂О₂ = 2К₂СrО₄ + 8Н₂О + 2КОН.

Лише під час взаємодії із сильними окисниками Н₂О₂ виявляє відновні властивості, продуктом його окиснення є кисень, наприклад:

Н₂О₂ + С1₂ = О₂ + 2НС1;

Н₂О₂ + О₃ = 2О₂ + Н₂О;

3Н₂О₂ + 2КМnО₄ = 3О₂ + 2МnО₂ + 2КОН + 2Н₂О;

.5Н₂О₂ + 2КМnО₄ + 3Н₂SО₄ = 5О₂ + 2МnSО₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О.

Останню реакцію використовують у хімічному аналізі для кількісного визначення пероксиду водню.

Озон.Озон О₃ — алотропна модифікація кисню. Він утворюється з газоподібного кисню під дією на нього тихого електричного розряду або ультрафіолетового випромінювання. Для штучного добування О₃ використовують озонатори. Тихий розряд проходить у просторі між стінками

внутрішньої та зовнішньої скляних посудин. Кисень, який виходить з озонато-ра, містить кілька відсотків озону (до 10 %).

Озон також утворюється під час обробки молекулярного кисню потоком електронів, протонів, короткохвильового випромінювання, тобто за рахунок радіо- та фотохімічних реакцій.

У приземній атмосфері концентрація озону дуже мала і становить 10^-7-10^-6 %. У стратосфері на висоті 18-50 км земна куля оточена тонким шаром озону, максимальна його кількість скупчена на висоті 20-30 км. Загальна площа атмосферного озонового шару становить 500 млн км².

У земній атмосфері озон утворюється під час грозових розрядів, а у верхніх її шарах - під дією ультрафіолетового випромінювання. Географія озону дуже динамічна, на неї впливають повітряні течії — вітри атмосфери. Антициклони зменшують, ациклони збільшують кількість О₃ у стратосфері.

Вільний стратосферний озон відіграє дуже важливу роль у природі. Озоновий шар затримує небезпечне для живих істот жорстке короткохвильове сонячне випромінювання. Практична діяльність людини дуже часто призводить до руйнування озонового шару.

Серед речовин, які руйнують стратосферний озон, найбільш небезпечним є хлор. Одна молекула хлору здатна знищити до 100 тис. молекул О₃ (для порівняння: 1 молекула NО руйнує лише 10 молекул О₃). Розрахунками із застосуванням математичного моделювання доведено, що один запуск космічного корабля багаторазового використання «Шаттл» (США) спричинює руйнування 0,3 % загальної кількості озону земної атмосфери.

Озон - отруйний газ синього кольору з різким характерним запахом (t_кип = -110 °С, t_пл = -192,7 °С). Рідкий озон має темно-синє забарвлення, твердий - чорне.

Молекула О₃ діамагнітна, має кутову будову, що зумовлює її полярність. Крім того, порівняно з киснем вона має більшу поляризованість внаслідок більшого розміру молекули. Енергія міжмолекулярної взаємодії О₃ у конденсова­них станах перевищує цю величину для молекул О₃, тому температури кипіння і плавлення озону вищі, ніж кисню. Цими чинниками пояснюють також вищу розчинність озону в по­лярній воді (за звичайних умов 45 об’ємів О₃ розчиняється у 100 об’ємах води).

Довжина зв'язку між атомами кисню (128 пм) проміжна по­рівняно з одинарним (149 пм) та подвійним (121 пм) зв'язками, тому вважають, що порядок зв' язків у молекулі О₃ дорівнює 1,5. Величина валентного кута (116,5°) вказує на sр²-гібридизацію валентних орбіталей центрального атома кисню. Наведені дані свідчать про наявність у молекулі О₃ делокалізованого трицен-трового p-зв' язку:

При цьому центральний sр²-гібридизований атом оксигену утворює два s-зв'язки з крайніми атомами, а його негібридизована 2р_z-орбіталь, яка розміщена під прямим кутом до площини трьох атомів, та аналогічно спрямовані 2р_z-орбіталі крайніх атомів оксигену утворюють трицентровий нелокалізований p-зв' язок.

Озон — ендотермічна сполука (DН= 142,3 кДж/моль, DG°298 = 162,7 кДж/моль). Він легко розкладається з утворенням вільних атомів оксигену, що зумовлює його високу окиснювальну здатність:

О₃ = О₂ + О.

Про значно більшу хімічну активність О₃ порівняно з О₂ свідчать стандартні електродні потенціали озону у водних розчинах:

нейтральне середовище: О₃ + Н₂О + 2е- = О₂ + 2ОН^-, Е° = 1,24 В;

О₂ + 2Н₂О + 4е- = 4ОН^-, Е° = 0,401 В;

кисле середовище: О₃ + 2Н⁺ + 2е- = О₂ + Н₂О, Е° = 2,07 В;

О₂ + 4Н⁺ + 4е- = 2Н₂О, Е° = 1,23 В.

Озон легко окиснює різноманітні сполуки з утворенням іона О^2- та молекули О₂:

2Аg + O₃ = Аg₂O + O₂;

РbS + 4O₃ = РbSO₄ + 4O₂;

2КІ + О₃ + Н₂О = І₂ + О₂ + 2КОН.

Останню реакцію використовують для виявлення та кількісного визначення озону.

Іноді продуктами реакцій за участю озону є озоніди (спорідненість О₃ до електрона становить 180 кДж/моль), наприклад:

К + О₃ = КО₃;

4КОН + 4О₃ = 4КО₃ + О₂ + 2Н₂О.

Такі сполуки вміщують молекулярний іон О₃^-. На відміну від озону О_з іон О₃^- має неспарений електрон, який зумовлює його парамагнетизм. Озоніди лужних металів мають червоне забарвлення, вони дуже сильні окисники.

Читайте також:

1. АНАЛІЗ АНІОНІВ
2. Б- не збуджена ділянка мембрани , на яку діють електричні струми збудженої ділянки. Стрілками показано напрям струмів, кружечками – дійсне переміщення іонів.
3. Види опціонів при укладанні угод на світових фінансових ринках.
4. Вуглеводи – складні органічні сполуки, до складу яких входять атоми вуглецю (С), кисню (О) та водню (Н).
5. Державне регулювання соціально-економічного розвитку регіонів.
6. Економічна безпека регіонів.
7. Економічні індикатори (показники) рівня матеріального добробуту населення регіонів.
8. Загальна характеристика українських регіонів 17-19 ст. в контексті соціальної історії
9. Загальні закономірності розміщення виробництва та формування економіки регіонів.
10. Значення і місце статистики основних і оборотних засобів у вивченні економічного стану і діяльності регіонів.
11. Інвестиційна політика регіонів.
12. Індикатори екологічного стану регіонів України за 2008 р., відсотків до підсумку

Переглядів: 1493