Химия


ПОНЯТТЯ ПРО АЛОТРОПІЮ.

Хімічні елементи у вільному стані існують у формі простих речовин. Так, елемент Оксиген утворює дві прості речовини — кисень О2 та озон О3.

Озон. Якщо на кисень подіяти електричним розрядом, то з'являється характерний запах свіжості —утворюється газуватий озон:


3O2 2O3

Кисень поглинає енергію і перетворюється на озон, а озон самовільно розкладається, утворюючи кисень.

Обидві прості речовини —кисень O2 і озон О3 —утво­рені одним і тим самим хімічним елементом — Оксигеном, а властивості у них різні (табл. 1).

Явище існування хімічного елемента у вигля­ді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями і будовою, називається алотро­пією, а самі прості речовини - алотропними формами/

Кисень O2 і озон О3 —алотропні форми елемента кисню.

Оксигену.

Таблиця 1. Властивості кисню й озону

Властивості простих речовин

Прості речовини

Кисень

Озон

Агрегатний стан за звичайних умов

Газ

Газ

Колір

Безбарвний

Синій

Запах

Без запаху

Різкий, своєрідний

Розчинність (у 100 об’ємах Н2О при 200С)

3 об’єми

49 об’ємів

Густина газу за н. у.

1,43 г/л

2,14 г/л

Температура кипіння

-9310С

-1120С

Температура плавлення

-2190С

-1920С

Фізіологічна дія

Неотруйний

Дуже отруйний

Хімічні властивості

Окисник

Дуже сильний окисник

Реакційна здатність

Висока

Жуже висока

Підвищена окисна здатність озону (порівняно з киснем) пояснюється низькою енергією відриву атома Оксигену від молекули озону Оз, і в реакціях окиснення беруть участь саме ці атоми Оксигену.

Застосування озону зумовлене його винятковими окис­ними властивостями. Озон використовується для озонуван­ня питної води, що значно ефективніше, ніж хлорування; для знешкодження промислових стічних вод; вибілювання тканин, мінеральних масел; як дезінфікуючий засіб у меди­цині; як окисник ракетного палива.

Зверніть увагу на фізіологічну дію озону: він отруйний для людини, тварин і рослин. Невеликі концентрації озону в повітрі створюють відчуття свіжості, але вдихання повітря навіть із зовсім малою концентрацією озону викликає по­дразнення дихальних шляхів, кашель, блювоту, запаморо­чення, стомленість.

Проте озон може бути не лише шкідливим, а й корис­ним.

Роль озону в збереженні життя на Землі. Біля поверхні Землі озону мало. Його концентрація у повітрі коливається (вночі менша, вдень більша). Влітку і навесні його в повітрі у 3,5 раза більше, ніж узимку і восени. Над полярними частинами Землі вміст озону в повітрі вищий, ніж над еква­тором, в атмосфері міст —вищий, ніж у сільській місцевос­ті. З віддаленням від поверхні Землі концентрація озону збільшується і досягає максимуму на висоті 20—25 км. Там утворюється так званий Озоновий шар.

Виникає запитання, звідки ж береться озон в атмосфері і як саме він захищає нас.

Озон утворюється у верхніх шарах атмосфери внаслідок поглинання киснем ультрафіолетового випромінювання Сонця:

O2 + hv ® O + O

O + O2 ® O3

Крім того, поглинаючи променисту енергію Сонця (фотони), молекули кисню переходять у збуджений стан (помічено зірочкою) і під час дальшої взаємодії зі звичай­ним киснем також утворюють озон:

O2 + hv ® O2

O2 + O2 ® O3 + O

O + O2 ® O3

O3 + hv ® O2 +O

Отже, в атмосфері існує цикл озону—збалансоване утворення і розклад його. Результатом існування цього циклу є перетворення ультрафіолетового випромінювання Сонця на теплову енергію. Але для нас головна "заслуга" озону полягає в тому, що він, "жертвуючи собою", поглинає ультрафіолетове випромінювання і тим самим не допускає високоенергетичні фотони Сонця до Землі.

Озоновий шар не є стабільним. Він може самовільно то збільшуватись, то зменшуватись над певною місцевістю по кілька разів на рік. Під впливом природних факторів (фото­хімічного розкладу, виверження вулканів, значного перемі­щення великих повітряних мас), а більшою мірою під впли­вом забруднення навколишнього середовища він зазнає руйнування, внаслідок чого утворюються так звані "озонові дірки", які збільшують ультрафіолетове навантаження на все живе на Землі.

Алотропія кисню й озону зумовлена різною кількістю атомів Оксигену в молекулах речовин —О2 і О3.

Проте буває й інша причина алотропії —різна структура кристалів. З таким типом алотропії ви ознайомитеся на прикладі сірки.

подпись: Сірка за звичайних умов — крихка кристалічна речовина жовтого кольору. Погано проводить теплоту і не проводить електричного струму. У воді не розчиняється, краще розчи­няється в деяких розчинниках (у сірковуглеці СS2, бензині, ефірі та ін.).

Мал.1 Форма молекул сірки

І в розчинах, і в кристалах сірка складається з циклічних молекул S8, які формою нагадують корону. (мал. 1). Але в кристалах ці молекули можуть бути упаковані по-різному.

Якщо молекули розташо­вані щільно, утворюється алотропна форма Ромбічна

Сірка. Менш щільне упакування молекул спричинює виникнення іншої алотропної форми —Моноклінної сірки (мал. 2).

подпись: Різна будова кристалів ромбічної і моноклінної сірки зумовлює різні їхні фізичні властивості. Деякі з них наводяться у таблиці 2.

а б

Мал.2 Кристалічні форми сірки:

Б) ромбічна; б) - моноклінна

Якщо сірку розплавити і швидко охолодити, утворюється ще одна алотропна форма: Пластична сірка — Коричнева гумоподібна маса. Їй можна надати будь-якої форми, навіть розтягнути в нитку. Ця властивість пластичної сірки пояснюється : тим, що вона не містить молекул S8, а складається з довгих ланцюжків атомів Сульфуру. Ці ланцюжки безладно пере­плутані між собою. Під час розтягування вони розпрямля­ються, а якщо відпустити — знову скручуються. Цим пояс­нюється еластичність даної форми. Але пластична сірка дуже нестійка, швидко загусає, твердне, стає крихкою і пе­ретворюється на ромбічну.

Отже, у сірки є дві основні алотропні форми: ромбічна і моноклінна. Обидві вони складаються з молекул S8, а різняться кристалічною будовою.

Таблиця 2. Властивості ромбічної і монокдінної сірки

Властивості простих

Речовин

Сірка

Ромбічна

Моноклінна

Колір

Лимонно-жовтий

Блідо-жовтий,

Майже безбарвний

Густина

2,07 г/см3

1,96 г/см3

Температура плавлення

112,8 °С

119,3 °С

У природі зустрічаються найбільш стійкі алотропні форми. Так, до складу земної атмосфери входить кисень, бо його молекули стійкіші, ніж молекули озону.

Лабораторна робота 1

Ознайомлення із зразками сірки та її природних сполук

Розгляньте видані вам зразки сірки та її природних сполук. Для кожного з них запишіть у зошит: 1) назву, 2) хімічну формулу, 3) агрегатний стан, 4) колір,

5) твердість.

Ви довідались, що в природі дуже поширені сполуки Сульфуру з різними металами. Багато з них є цінними ру­дами: РbS — свинцевий блиск, ZnS — цинкова обманка, Сu2S — мідний блиск, FeS2 — залізний колчедан, або пірит. Поширені в природі й інші мінерали Сульфуру, в основно­му сульфати кальцію і магнію. Поклади сполук Сульфуру є в Україні (Львівська область), Туркменістані, Італії, Японії, США та ін.