Реферат: Кислород. Его свойства и применение

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯРОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ.

СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯШКОЛА № 34.

Р Е Ф Е Р А Т.

«Кислород. Его свойства и применение»

Васильева Н.

                                                         УЧИТЕЛЬ: Майтама Э. А.

г. Хабаровск

2003г.

План.

I. Введение                                                                                     

II. Характеристикаэлементов VI подгруппы

III. История открытия кислорода

IV. Биологическая роль кислорода

V. Физические и химические свойствакислорода

VI. Получение кислорода

VII. Применение кислорода

VIII. Озоновый слой над Землей

IX. Заключение

X. Литература

I. Введение.

Еслипосмотреть на таблицу периодической системы Д.И. Менделеева и взглянуть нагруппу VI, томожно увидеть, что в ней находятся  элементы, атомыкоторых имеют 6 валентных электронов и высшая степень окисления их всоединениях +6. VI группаразделена на две подгруппы – главную и побочную. В главную входят элементымалых и больших периодов: O (кислород), S (сера), Se (селен), Te(теллур), Po(полоний); в побочную – элементы толькобольших периодов: Cr(хром),Mo(молибден), W (вольфрам). Подобноераспределение свидетельствует о том, что внутри даже одной группы есть элементы,более близкие по своим свойствам друг другу и менее сходные.

Действительно,в главной подгруппе имеются элементы, имеющие в основном неметаллическийхарактер. Сильнее всего эти свойства проявляются у кислорода и серы. Селен ителлур занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. Похимическим свойствам они стоят ближе к неметаллам. У полония, наиболее тяжелогоэлемента подгруппы, радиоактивного и сравнительно коротко живущего,металлический характер выражен более ярко, но по отдельным свойствам он близоктеллуру. В соответствии с этим при переходе от кислорода к полонию наблюдаетсябольшое разнообразие в структурных типах кристаллических решеток, как у простыхвеществ, так и у их соединений.

Кислород,серу, селен и теллур объединяют в группу «халькогенов»,что в переводе греческого означает «порождающие руды». Эти элементы входят всостав многих руд. Так, большинство металлов в природе находится в связанномсостоянии в виде сульфидов, оксидов, селенидов и т.д. Например, важнейшимирудами железа и меди являются красный железняк Fe2O3 , магнитныйжелезняк Fe3O4,пирит FeS2,красная магнитная руда Cu2O,медный блеск Cu2S.В составе всех приведенных руд содержатся элементы VI группы.

Побочнуюподгруппу составляют металлы: хром, молибден и вольфрам. По большинствуфизических и химических свойств молибден и вольфрам схожи между собой инесколько отличаются от хрома. 

II. Характеристикаэлементов VI подгруппы.

Химическиесвойства элементов определяются, прежде всего, строением наружных электронныхслоев (энергетических уровней). На приведенной схеме (рис.1) показано последовательноезаполнение электронами слоев атомов элементов VI группы.

Максимальновозможное число электронов в слоях (Z) определяется по формуле: Z=2n2 , где n – номер слоя.

Согласноэтой зависимости число электронов должно быть равно: в первом слое – 2, вовтором – 8, в третьем – 18, в четвертом – 32 и т.д. Однако больше чем 32электрона в слое атомов каких-либо ныне известных элементов не обнаружено.

 O                                                      Cr

 +8    2 6                                                    1 13 82   +24                                                                                                                                                                                                                                

S                                                      Mo      

+16   2 86                                                1 13 18 8 2   +42  

Se                                                    W                                  

+34   2 818 6                                           2 12 32 18 8 2   +74 

Te

+52   2 818 18 6

Po

+84   2 818 32 18 6

Рис. 1. Схема строенияатомов элементов VI группы.

Электронноестроение атомов элементов VI группыможет быть представлено следующим образом (табл. 1).                                                                                   

                                                                                             Таблица 1

Электронные конфигурации атомов элементов VI группы

  8O    1s2 2s2 2p4

16S      1s22s2 2p6 3s2 3p4

34Se    1s22s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p4

52Te    1s22s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10 5s2 5p4

84Po    1s22s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d106s2 6p4

24Cr    1s22s2 2p6 3s2 3p6 3d54s1

42Mo   1s2 2s2 2p63s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d55s1

74W     1s22s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d46s2

Еслиприсмотреться к изображенным структурам, то можно заметить, что сумма электроновдвух последних подуровней в атомах всех указанных элементов равна 6. В этом –причина общности химических свойств. Но видна и большая разница в электронныхконфигурациях между атомами элементов главной и побочной подгрупп.

Атомыэлементов главной подгруппы на наружном электронном слое имеют одинаковое числоэлектронов – 6. Последние расположены на s- и р — подуровнях (s2 p4) и принимаютучастие в образовании химических связей.

Элементы,в атомах которых заполняется электронами р — подуровеньнаружного слоя, называются р — элементами. Такими являются кислород, сера, теллур, селен и полоний: вих атомах заполнен s-подуровень и заполняется электронами р — подуровень наружногослоя.Для атомов этих элементовспецифична тенденция к притяжению дополнительных (двух), по сравнению снейтральными атомами, электронов. Проявляется она в их соединениях снеметаллами (CuS, Na2S, K2Te) ив существовании отрицательных ионов в расплавах солей наиболее активных металлов(S2-, Se2-,Te2-). 

Следуетзаметить, что у атомов теллура и полония не достроен предпоследний слой вотличие от кислорода, серы и селена, где он полностью заполнен. Но несмотря наобщность свойств р — элементов VI группы, имеются и некоторые различиямежду ними.

Атомыхрома, молибдена имеют по 1 электрону в наружном электронном слое и по 13электронном — в предпоследнем. У атомов вольфрама число электронов в наружномслое увеличивается до 2, а в предпоследнем уменьшается до 12. Элементы, ватомах которых заполняется электронами d- подуровень слоя, соседнего с наружным слоем, называются d- элементами. Такими являются хром, молибден и вольфрам.                                                                                                                                                

Следовательно,наружный слой элементов побочной подгруппы (d- элементов) представлен только s-подуровнем и в образовании химической связи, кроме 1-2 электронов с этогоподуровня, участвует некоторое число электронов с d- подуровня предпоследнегослоя. Эти различия сказываются на химических свойствах d- элементов. Преждевсего, это – металлы. Их специфические свойства связаны с небольшим числомнаружных электронов в атомах. При определенных условиях, например в водныхрастворах кислот, 2 или 3 электрона полностью переходят к другим атомам, иатомы металла превращаются соответственно в двух- или трехзарядовыегидратированные катионы. Способность атомов металловчастично или полностью смещать свои электроны к другим атомам обуславливаетобразование прочных соединений с неметаллами, вытеснение водорода из кислот,основной характер оксидов и гидроксидов и т.д.

Итак,число и состояние электронов на наружных уровнях атома – один из важнейшихпризнаков химической природы. Однако химическая индивидуальность отдельныхэлементов – их металлическая и неметаллическая активность – определяется нетолько наружными электронными структурами атомов, но и строением их атомов вцелом: зарядом ядра, количеством и состоянием электронов в отдельных слоях,радиусами атомов.

Количественнаяхарактеристика химических свойств элементов определяется строением наружногоэлектронного слоя, в состав которого могут входить электроны одного слоя разныхподуровней или иногда и смежных подуровней двух соседних слоев (например, уэлементов побочных подгрупп).

Ватоме кислорода два не спаренных р — электрона изчетырех, и поэтому для образования двух электронных пар при взаимодействии стем или иным атомом не требуется энергии возбуждения (a). Ячейки соответствует определенным состояниям (орбиталям) электронов на каждом подуровнем; подуровнихарактеризуются разной формой электронных облаков. Электроны на схеме показаныстрелками. Во всех соединениях для кислорода типична степень окисления –2,исключение составляют O+2F2 и O+4O2(озон).

Уаналогов кислорода (сера, селен, теллур и полоний) положение совсем иное. Например,в наружном электронном слое атома серы также находятся 6 электронов, но вотличие от кислорода там может быть 18, т.е. имеются вакантные места (б). Следовательно, чтобы сера вступила вреакцию, приобрела в соединениях степень окисления +4 или +6, нужно небольшоевозбуждение атома, т.к. электроны переводятся на d- подуровень того жеэнергетического слоя, что несомненно требует определенных затрат энергии (в и г).    

<img src="/cache/referats/16102/image002.gif" v:shapes="_x0000_i1025">

 То же объясне­ние можно применить к селену, теллуру, полонию и ме­талламподгруппы хрома. Эти элементы могут проявлять различнуюстепень окисления: от —2 до +6.

                                                                                    Таблица 2

Возможныестепениокисления атомов элементов VI группы

Элемент

Степень окисления

Элемент

Степень окисления

Кислород

-2, 0, +2, +4

Хром

0,+2, +3,+4,+5,+6

Сера

-2, 0, +2, +4, +6

Молибден

0, +1, +2, +3, +4,

Селен

-2, 0, +2, +4. +6

+5, +6

Теллур

-2, 0, +2, +4, +6

Вольфрам

0, +1, +2, +3, +4, +5, +6

Полоний

-2, 0, +2, +4, +6

+5, +6

Втаблице 2 приведены степени окисления атомов эле­ментовVI группы.

У элементов главной подгруппы имеются широкие гра­ницыизменения степени окисления: от предельно возмож­ной отрицательной  -2 до предельно положительной, от­вечающей номеру группы.

Припереходе от кислорода к теллуру и от хрома к вольфраму температуры плавления икипения возраста­ют. Наи­меньшие температуры кипения и плавления имееткисло­род, так как поляризуемость его молекулы невелика. Этим же можнообъяснить и плохую растворимость кис­лородав воде: 5 объемов О2 в 100 объемах Н2О при 0°С.

Самым тугоплавким и высококипящим среди всех металловявляетсявольфрам. Температура кипения его почти6000°С, как наповерхности Солнца. Плавится вольфрам при 3380°С. При такой температуре большин­ство металлов превращается в пар.

Высокие температуры плавления металлов VI группы объясняются тем,что у них большая электронная плот­ность,т. е. большое число свободных электронов в едини­це объема. Как известно,металлическая связь обусловле­навзаимодействием свободных электронов с ион-атома­ми. У металлов VI группы число свободных электронов доходит до шести на каж­дый ион-атом, поэтому они и тугоплавки.

Болееподробно я расскажу о кислороде.    

III.История открытия кислорода.

Открытиекислорода ознаменовало началосовремен­ного периода развития химии. Сглубокой древности из­вестно, что для горения необходим воздух, однакосотни лет процесс горения оставался непонятным. Кислород от­крыли почти одновременно два выдающихся химикавторой половины XVIII в. — шведКарл Шееле и англичанин ДжозефПристли. Первым получил кислород К. Шееле, но егоработа «О воздухе и огне», в которой был описан этот газ, появилась несколько позднее, чем сообщение Д. Пристли.

K. Шеелеи Д. Пристли открылиновый элемент, но не поняли его ролив процессах горения и дыхания. До кон­ца дней своих они оставалисьзащитниками теории фло­гистона: горениетрактовалось как распад горючего тела с выделением флогистона, прикотором каждое горючее вещество превращалосьв негорючее:

 цинк= флогистон + окалина цинка

(горючее)                   (негорючее)

Отсюда металлы, сера и другие простые вещества счи­тались сложными и, наоборот, сложные вещества — простыми (известь, кислоты и т. д.).

Необходимостьвоздуха для горения сторонники фло­гистоннойтеории объясняли тем, что флогистон не просто исчезает при горении, а соединяетсяс воздухом или ка­кой-либо, его частью. Если воздуха нет, то горение пре­кращается, потому что флогистону не с чем соединяться.

Ф. Энгельс об открытии К. Шеелеи Д. Пристли пи­сал: оба «они не знали, чтоб оказалосьу них в руках… Элемент, которомусуждено было ниспровергнуть все флогистонные воззрения и революционизироватьхимию, пропадал в их руках совершеннобесплодно». Далее Ф. Энгельсписал, что открытие кислорода принадлежит Лавуазье,так как К. Шееле и Д. Пристлидаже не дога­дывались, что они описывают.

Освобождениехимии от теории флогистона произош­ло врезультате введения в химию точных методов иссле­дования, начало которым было положено трудами М. В. Ломоносова. В 1745—1748 гг. М. В. Ломоносов эк­спериментальнодоказал, что горение — этореакция со­единения веществ с частицами воздуха.

Десять лет (1771—1781) были потрачены француз­ским химиком Антуаном Лавуазье на подтверждение справедливости теориигорения как химического взаимо­действия различных веществ с кислородом.Приступая к изучению явлений горения и«обжигания» металлов, он писал: «Я предполагаю повторить все сделанноепред­шественниками, принимая всевозможные меры предосто­рожности, чтобы объединить уже известное о связанном или освобождающемся воздухе с другими фактами идать новую теорию. Работы упомянутых авторов, если их рас­сматривать с этой точки зрения, дают мне отдельныезвенья цепи… Но надо сделать оченьмногие опыты, что­бы получить полнуюпоследовательность». Соответст­вующие опыты, начатые в октябре 1772 г., были поставле­ны А. Лавуазье строгоколичественно, с тщательным взве­шиванием исходных и конечных продуктовреакций. Он нагревал ртуть взапаянной реторте и наблюдал умень­шение объема воздуха в ней, образованиекрасных чешу­ек «ртутной окалины». Вдругой реторте он разложил по­лученную в предыдущем опыте «ртутную окалину», по­лучил ртуть и небольшой объем того газа, который Д. Пристли назвал «дефлогистированным воздухом», и сделал вывод: сколько расходуется воздуха напревра­щение ртути в окалину,столько и выделяется его вновь при разложенииокалины.

Остаток воздуха в реторте, который не участвовалв реакции, стали называть азотом, что означало безжизнен­ный (впереводе с греч. «а» — отрицание, «зое» — жизнь). Газ, образовавшийся в результате разложения «ртутной окалины»,проявлял противоположные азоту свойства — поддерживал дыхание и горение. Поэтому А. Лавуазье назвал его «жизненный». Позднее это на­званиеон заменил латинским словом «оксигенум», заим­ствованным из греческого языка, где слово «оксюс» означает кислый, а «геннао»— рождаю,произвожу (рождающий кислоту). Нарусский язык название эле­ментапереведено буквально — «кислород».

Итак, в 1777 г.была выяснена сущность горения. И надобностьво флогистоне—«огненной материи» — от­пала. Кислородная теория горения пришлана смену флогистонной.

IV. Биологическаяроль кислорода.

Кислород — самыйраспространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различныхсоединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4% массы твердой земной коры. Морскиеи пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8% (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет20,95% (по объему). Элемент кислород входитв состав более 1 500 соединений земнойкоры.

Кислородв атмосфере Земли начал накапливаться в результате деятельности первичных фотосинтезирующих организмов, появившихся,вероятно, около 2,8 млрд. лет назад. Полагают,что 2млрд. лет назад атмосфера ужесодержала около 1% кислорода;постепенно из восстановительной она превращалась в окислительную и примерно 400 млн. лет назад приобрела современный состав. Наличие в атмосфере кислорода в значительной степени определилохарактер биологической эволюции. Аэробный (с участием О2)обмен веществ возник позже анаэробного (безучастия О2), но именнореакции биологического окисления,более эффективные, чем древние энергетические процессы брожения и гликолиза, снабжают живые организмы большей частью необходимой им энергии. Исключение составляют облигатные анаэробы, например, некоторые паразиты, для которых кислород является ядом.Использование кислорода, обладающего высоким окислительно-восстановительнымпотенциалом, в качестве конечного акцептора электроновв цепи дыхательных ферментов, привело к возникновению биохимического механизмадыхания современного типа. Этот механизм и обеспечивает энергиейаэробные организмы.

Кислород — основнойбиогенный элемент, входящий в состав молекул всех важнейших веществ, обеспечивающих структуру и функции клеток — белков, нуклеиновых кислот, углеводов, липидов, а также множества низкомолекулярных соединений. В каждом растении или животном кислорода гораздо больше, чем любого другогоэлемента (в среднем около 70%). Мышечная ткань человека содержит 16% кислорода, костная ткань — 28.5%; всего в организме среднегочеловека (масса тела 70 кг)содержится 43 кг кислорода. В организм животных и человекакислород поступает в основном через органы дыхания (свободный кислород) и сводой (связанный кислород). Потребность организма в кислороде определяется уровнем (интенсивностью) обменавеществ, который зависит от массы и поверхности тела, возраста, пола, характерапитания, внешних условий и др. Вэкологии как важную энергетическую характеристику определяют отношение суммарногодыхания (то есть суммарных окислительных процессов) сообщества организмов к егосуммарной биомассе.

Небольшиеколичества кислорода используют в медицине: кислородом (из так называемых кислородных подушек) дают некоторое время дышать больным, у которых затруднено дыхание. Нужно, однако,иметь в виду, что длительное вдыхание воздуха, обогащенного кислородом, опасно дляздоровья человека. Высокие концентрации кислорода вызывают в тканях образование свободных радикалов, нарушающихструктуру и функции биополимеров. Сходным действиемна организм обладают и ионизирующие излучения. Поэтому понижение содержаниякислорода (гипоксия) в тканях иклетках при облучении организма ионизирующей радиацией обладает защитным действием — так называемый кислородный эффект. Этот эффект используютв лучевой терапии: повышая содержаниекислорода в опухоли и понижая его содержание в окружающих тканях усиливаютлучевое поражение опухолевых клеток и уменьшают повреждение здоровых. Принекоторых заболеваниях применяютнасыщение организма кислородом под повышенным давлением — гипербарическую оксигенацию.

V.Физические и химические свойствакислорода.

Химический элемент кислород образует два простыхвещества — кислород  О2 и О3различные по физическим свойствам.

       Кислород О2— газ,не имеющий цвета и запаха. Молеку­лаего О2. Она парамагнитна (притягиваетсямагнитом), так как в ней содержатся два неспаренныхэлектрона. Строение молекулыкислорода можно представить в виде следующихструктурных формул:

  О — О  или   О— О  

Атмосферныйкислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О20,12074 нм.Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитное вещество, в каждоймолекуле О2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот фактможно объяснить тем, что в молекуле на каждойиз двух -разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренномуэлектрону.

Энергия диссоциации молекулы О2на атомы довольно высока и составляет493,57 кДж/моль.

Молекулакислорода О2 довольно инертна. Устойчи­вость молекулы кислорода и высокая энергия активации большинства реакций окисления обусловливают то,что при низкой и комнатной температурах многие реакции с участием кислорода протекают с едва заметной скоро­стью. Только при создании условий для появленияради­калов              — О — или R—О—О—, возбуждающих цепной про­цесс,окисление протекает быстро. В этом случае приме­няют, например, катализаторы, которые способны уско­рить окислительные процессы.

Принормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/мЗ.Температура кипения жидкого кислорода (жидкость имеет голубой цвет) -182,9°С.При температурах от -218,7°С до -229,4°С существует твердый кислород скубической решеткой (-модификация), при температурах от -229,4°С до -249,3°С —-модификация с гексагональной решеткой и при температурах ниже -249,3°С —кубическая -модификация. При повышенном давлении и низких температурах полученыи другие модификации твердого кислорода.

При20°С растворимость газа О2: 3,1 мл на 100 мл воды, 22 мл на 100 мл этанола, 23,1 мл на 100 мл ацетона. Существуют органическиефторсодержащие жидкости (например, перфторбутилтетрагидрофуран),в которых растворимость кислорода значительно более высокая.

Высокаяпрочность химической связи между атомами в молекуле О2приводит к тому, что прикомнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. Вприроде он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того,кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином крови,что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам.

Сомногими веществами кислород вступает во взаимодействие без нагревания, например,с щелочными и щелочноземельными металлами (образуются соответствующие оксидытипа Li2O, CaO и др., пероксидытипа Na2О2, BaO2 и др. и супероксидытипа КО2, RbО2 и др.), вызывает образование ржавчины наповерхности стальных изделий. Без нагревания кислород реагирует с белымфосфором, с некоторыми альдегидами и другими органическими веществами.

Принагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает.При поджигании он реагирует со взрывом с водородом, метаном, другими горючимигазами, с большим числом простых и сложных веществ.

Обычный атмосферный кислород состоит из смеси трехизотопов: 16О(99,7%), 17О(0,01%), 18О(0,2%).Вви­ду того что содержание изотопов 17О и 18О в кислородене­большое по сравнению с изотопом 16О, атомная масса кис­лорода принята равной 15,9994 у. е.

В зависимости от природных условий изотопный состав кислорода может изменяться, то обогащаясь тяжелыми изотопами, то обедняясь ими. Так,молекулы воды Н216Опереходят в парообразное состояние относи­тельно легче, чем молекулы Н217О и Н218О.Поэтому в со­став водяных паров, испаряющихся из моря, входит кис­лородс относительно меньшим содержанием тяжелых изотопов,чем кислород, остающийся в морской воде.

С помощью атомов тяжелого изотопа кислорода 18Оудалось выяснить «происхождение»кислорода, выделяе­мого растениями в процессе фотосинтеза. Раньше счита­ли, что это кислород, высвобожденный из молекулокси­да углерода, а не воды. В настоящее времястало известно, что растениясвязывают кислород оксида угле­рода, а в атмосферу возвращают кислород из воды.

Кислородобразует соединения со всеми элементами, кроме некоторых благородных га­зов(гелия, неона, аргона). Так, с большинством металлов кислород реагирует уже прикомнатной температуре, на­пример:

2Na° + О2° =  Na2+102-2

Na°  -1(ё)      Na+1            2      восстановитель

O2°  +2(ё) 2 2O-2               окислитель

2Zn° + O2° =2Zn+2O-2

  Zn°  -2(ё)      Zn+2             восстановитель

  O2° +2(ё) 2  2O-2              окислитель

Снеметаллами кислород реагирует, как правило, при нагревании. Так, с фосфоромкислород активно реагирует при температуре 60°С:

4Р° + 502° = 2Р2+505-2

  P°    -5(ё)      P+5               2    восстановитель

  O2°  +2(ё) 2 2O-2       5    окислитель              

с серой —при температуре около 250°С:

S°+ 02° = S+402-2

  S°    -4(ё)       S+4               восстановитель           

  O2° +2(ё) 2  2O-2            2    окислитель                   

суглеродом (в виде графита) — при 700—800°С:

С° + О2° = С+4О2-2

  C°    -4(ё)      C+4               восстановитель 

 O2° +2(ё) 2  2O-2        2   окислитель          

Взаимодействиекислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде:

N2+ О2     2NO — Q.

Кислородреагирует и со многими сложными соедине­ниями, например, с оксидами азота онреагирует уже при комнатной температуре:

2N+2O + О2° = 2N+4О2-2

  N+2   -2(ё)      N+4       1   восстановитель                 

  O2°  +2(ё) 2  2O-2      2   окислитель                              

Сероводород,реагируя с кислородом при нагревании, дает серу:

2H2S-2+ О2° = 2S° + 2Н2О-2

  S-2   -2(ё)       S°              восстановитель   

  O2°+2(ё) 2  2O-2            окислитель   

или оксидсеры (IV)

2H2S + ЗО2= 2SO2 + 2Н2О

взависимости от соотношения между кислородом и серо­водородом.

Вприведенных реакциях кислород является окисли­телем. В большинстве реакцийокисления с участием кислорода выделяется тепло и свет — такие процессы на­зываютсягорением.

Аллотропноймодификацией кислорода является озон. Молекула его трехатомна — О3. Строение ее можно пред­ставить следующей структурной формулой:

         О                                        

 О                                                                  

          О                                                      

Всякое изменение числа или расположения одних и тех же атомов в молекуле влечет за собой появлениека­чественно нового вещества с инымисвойствами. Озон по своим свойствам отличается от кислорода. В обычных ус­ловиях это газ синего цвета, с резким раздражающимза­пахом. Название его происходит отгреческого слова «озейн», что означает запах.Он токсичен. В отличие от кислорода молекула озона характеризуетсябольшой мо­лекулярной массой, поляризуемостью и полярностью.Поэтому озон имеет более высокую температурукипения (—111,9°С), чем кислород (— 182,9°С), интенсивную ок­раску и лучшую растворимость в воде.

Вестественных условиях озон образуется из кислорода при грозовых разрядах, а навысоте 10—30 км — при действии ультрафиолетовых солнечных лучей. Он задер­живаетвредное для жизни ультрафиолетовое излучение Солнца. Кроме этого, озонпоглощает инфракрасные лу­чи Земли, препятствуя ее охлаждению. Следовательно, аллотропная форма кислорода — озон — играет большую роль всохранении жизни на Земле.

Образованиеозона сопровождается выделением атом­ного кислорода. Это в основном цепныереакции, в ко­торых появление активной частицы (она обозначается обычно знаком*) вызывает большое число (цепь) после­довательных превращений неактивных молекул,напри­мер O2. Цепную реакцию образования озона из кислоро­да можно выразитьследующей схемой:

О2 + hv —О2*

*O2 + O2= O3 + O

О + О2