Дополнительный материал для учителя Аннотация

Дополнительный материал для учителя
по теме «Получение кислорода и изучение его свойств»
Аннотация
В предлагаемом дополнительном материале даны расширенные представления по
способам получения и собирания кислорода, реакциям горения, тепловым эффектам
реакций, оксидам, катализаторам и каталитическим реакциям.
Катализ - химическое явление, суть которого заключается в изменении скоростей
химических реакций при действии некоторых веществ (их называют
катализаторами).
Каталитические реакции весьма распространены в химии и некоторые из них можно
провести даже в домашних условиях. Например, 3%-ный раствор перекиси водорода
(именно такой продают в аптеках) вполне устойчив в отсутствие примесей. Но при
добавлении очень небольшого количества (нескольких крупинок) твердого диоксида
марганца MnO2 начинается реакция разложения Н2О2 с выделением газообразного
кислорода:
При отсутствии диоксида марганца, его вполне можно заменить двумя-тремя крупинками
перманганата калия: KMnO4. Диоксид марганца - не единственный катализатор реакции
разложения пероксида водорода. Биологические катализаторы (ферменты), содержащиеся
в крови, действуют так же. Именно поэтому слабый раствор пероксида водорода,
нанесенный на царапину, начинает пузыриться (выделяющийся при этом кислород
дезинфицирует ранку).
Каталитическое окисление сахарозы кислородом воздуха. Обычный кусковой сахар или
сахар-рафинад представляет собой практически чистую сахарозу С 12Н22О11. Кусочек
сахара не удается поджечь на открытом огне - он плавится, но не загорается. Но если
сахар «испачкать» катализатором - пеплом - его удается поджечь.
Удивительным в явлении катализа является то обстоятельство, что катализаторы, активно
участвуя в реакции, сами в итоге не расходуется. Поскольку катализатор способен
многократно участвовать в промежуточных химических взаимодействиях с реагентами,
его часто берут в небольшом количестве - значительно меньшем по сравнению с
реагентами.
Различают положительный катализ (ускорение реакций) и отрицательный катализ
(замедление реакций). Обычно термин «катализ» относят именно к положительному
катализу, а отрицательный называют ингибированием. Соответственно «отрицательные
катализаторы» называются ингибиторами. Например, в качестве ингибитора реакции
разложения пероксида водорода, используют очень небольшую (1:10000) добавку
пирофосфата натрия Na4P2O7. Его роль заключается в связывании следов примесей,
которые являются хорошими катализаторами реакции разложения пероксида водорода соединений меди, марганца и некоторых других тяжелых металлов.
Еще одно важное свойство катализаторов заключается в способности повышать
избирательность протекания реакций. Если какие-то реагенты могут реагировать между
собой по разным направлениям (то есть давать несколько различных продуктов), то с
участием катализаторов во многих случаях образуется только какой-то один продукт
реакции. Избирательное протекание реакции называется селективностью. Таким образом,
главные полезные свойства катализаторов заключаются в повышении скорости и
селективности химических реакций.
(Материал взят из В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Интернет-учебник. Новосибирский государственный университет)
Тепловой эффект химической реакции.
В каждом веществе запасено определенное количество энергии. С этим свойством
веществ мы сталкиваемся уже за завтраком, обедом или ужином, так как продукты
питания позволяют нашему организму использовать энергию самых разнообразных
химических соединений, содержащихся в пище. В организме эта энергия преобразуется в
движение, работу, идет на поддержание постоянной температуры тела.
Уравнения химических реакций, в которых вместе с реагентами и продуктами записан и
тепловой эффект реакции, называются термохимическими уравнениями. Особенность
термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить
формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. С
обычными уравнениями химических реакций так поступать, как правило, нельзя.
Приведем пример. В лаборатории чрезвычайно трудно осуществить "в чистом виде"
реакцию получения метана СH4 путем прямого соединения углерода с водородом:
С + 2 H2 = СH4
Но можно многое узнать об этой реакции с помощью вычислений. Например, выяснить,
будет эта реакция экзо- или эндотермической, и даже количественно рассчитать величину
теплового эффекта.
Известны тепловые эффекты реакций горения метана, углерода и водорода (эти реакции
идут легко):
а) СH4(г) + 2 O2(г) = СO2(г) + 2 H2О(ж) + 890 кДж
б) С(тв) + O2(г) = СO2(г) + 394 кДж
в) 2 H2(г) + O2(г) = 2 H2О(ж) + 572 кДж
Вычтем два последних уравнения (б) и (в) из уравнения (а). Левые части уравнений будем
вычитать из левой, правые - из правой. При этом сократятся все молекулы O2, СO2 и H2О.
Получим:
СH4(г) – С(тв) - 2 H2(г) = (890 - 394 - 572) кДж = -76 кДж
Это уравнение выглядит несколько непривычно. Умножим обе части уравнения на (-1) и
перенесем CH4 в правую часть с обратным знаком. Получим нужное нам уравнение
образования метана из угля и водорода:
С(тв) + 2 H2(г) = CH4(г) + 76 кДж/моль
Итак, наши расчеты показали, что тепловой эффект образования метана из углерода и
водорода составляет 76 кДж (на моль метана), причем этот процесс должен быть
экзотермическим (энергия в этой реакции будет выделяться).
Раздел химии, занимающийся изучением превращения энергии в химических реакциях,
называется термохимией. Существует два важнейших закона термохимии. Первый из
них, закон Лавуазье–Лапласа, формулируется следующим образом:
Тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной
реакции с противоположным знаком.
Второй закон термохимии был сформулирован в 1840 г российским академиком Г. И.
Гессом:
Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния
веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Это означает, что общий тепловой эффект ряда последовательных реакций будет таким
же, как и у любого другого ряда реакций, если в начале и в конце этих рядов одни и те же
исходные и конечные вещества.
Экспериментально можно измерить тепловой эффект химической реакции. На пример
экзотермической реакции между металлическим алюминием и оксидом железа. Для этой
цели используют специальный прибор - калориметр. На анимированной схеме с сайта The
Oxygen Bomb Calorimeter показан принцип работы такого калориметра. Автор этой
анимации - проф. Г. Бертранд из университета Миссури.
Окисление. Горение.
Химическую реакцию, во время которой выделяется теплота и свет, называют горением.
Для того чтобы горючее вещество воспламенилось, необходимы такие условия:
• наличие кислорода (воздуха);
• нагревание вещества до температуры самовозгорания (для бензина она составляет 220°С,
сухой древесины — 250—300°С, бумаги — 440°С, угля — свыше 600°С).
Если не выполняется хотя бы одно из этих условий, то горение не происходит. Это
учитывают во время работы с огнеопасными веществами, а также при тушении пожаров.
Погасить огонь можно, залив горящее вещество или предмет водой, засыпав его песком
или землей, накрыв одеялом или направив на него струю углекислого газа (он не
поддерживает горения и тяжелее воздуха) (рис.6). В лабораториях, на предприятиях с этой
целью используют огнетушители (рис. 5).
Взаимодействие веществ с кислородом не всегда сопровождается их горением.
Большинство таких реакций происходят медленно, иногда — незаметно. Вещество,
которое взаимодействует с кислородом, подвергается окислению, т.е. изменяется при
участии кислорода. Например, опыт взаимодействия кислорода с медью. В отличие от
меди алюминий реагирует с кислородом даже без нагревания с образованием на его
поверхности очень тонкой бесцветной пленки. Эта реакция быстро и незаметно
происходит во время выплавки металла или его механической обработки, но сразу же
прекращается, поскольку пленка оксида защищает поверхность алюминия от дальнейшего
воздействия кислорода. Наличие оксидной пленки можно подтвердить экспериментально.
Если конец алюминиевой проволоки нагреть до температуры, превышающей температуру
плавления металла (660°С), то алюминий, расплавившись, не потечет, а повиснет в
«мешочке» из пленки оксида.
Медленным окислением веществ обусловлено появление ржавчины на железе, прокисание
молока, прогоркание масла, порча многих других продуктов питания. Реакции веществ с
кислородом, которые не сопровождаются горением, используют в цветной металлургии,
химической промышленности.
(Материал взят с сайта «Гипермаркет знаний»:
http://school.xvatit.com/index.php?title=%D0%93%D0%BE%D1%80%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5._%D0%9E%D0%BA%D0%B8
%D1%81%D0%BB%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5)
Оксиды.
Соединения элементов с кислородом называются
оксидами. Не любое
кислородсодержащее соединение может называться оксидом. Например, перманганат
калия KMnO4 не является оксидом, потому что содержит помимо кислорода еще два
элемента (калий и марганец). 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:
SO2 – оксид серы (IV)
SO3 – оксид серы (VI)
Cr2O3 – оксид хрома (III)
CrO3 – оксид хрома (VI)
Оксиды получают реакций взаимодействия простых веществ с кислородом. Также 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 – красный железняк Fe2O3, магнитный железняк Fe3O4 (смесь
оксидов FeO×Fe2O3), бурый железняк – Fe2O3×2Fe(OH)3; алюминиевая руда боксит –
Al2O3×nH2O.
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
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,
нерастворимые 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.
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.
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. 18).
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. Жидкий кислород
кипит при более "высокой" температуре (-183°С), чем жидкий азот (-196°С). Поэтому при
"нагревании" жидкого воздуха, когда температура этой очень холодной жидкости
медленно повышается от -200°С до -180°С, прежде всего при -196°С 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 (рис.11). 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). Удобно получать кислород в лаборатории из
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
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):
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.
(Материал взят с сайта - А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Интернет-учебник. Новосибирский государственный университет.)
Методы собирания газов
При собирании газов необходимо учитывать четыре их свойства:
1. Молярную массу газа (легче или тяжелее получаемый газ воздуха). Определяется по
соотношению молярной массы газа и молярной массы воздуха (М (воздуха) = 29 г/моль).
2. Растворимость газа в воде
3. Наличие или отсутствие у него способности реагировать с кислородом воздуха.
4. Ядовит газ или нет.
Существуют несколько способов собирания газов: вытеснением воздуха; вытеснением
воды; собирание ядовитых газов с дальнейшим поглощением избытка другим веществом.