Воздух глазами химика

Размещено на http://www.allbest.ru

Воздух

Вомздух -- естественная смесь газов, главным образом азота и кислорода, образующая земную атмосферу. Воздух необходим для нормального существования подавляющего числа наземных живых организмов: кислород, содержащийся в воздухе, в процессе дыхания поступает в клетки организма и используется в процессе окисления, в результате которого происходит выделение необходимой для жизни энергии (метаболизм, аэробы). В промышленности и в быту кислород воздуха используется для сжигания топлива с целью получения тепла и механической энергии в двигателях внутреннего сгорания. Из воздуха методом сжижения получают инертные газы.

В соответствии с Федеральным Законом «Об охране атмосферного воздуха» под атмосферным воздухом понимается «жизненно важный компонент окружающей среды, представляющий собой естественную смесь газов атмосферы, находящуюся за пределами жилых, производственных и иных помещений».

Химический состав

В 1754 году Джозеф Блэк экспериментально доказал, что воздух представляет собой смесь газов, а не однородное вещество.

Состав воздуха:
Вещество	Обозначение	По объёму, %	По массе, %
Азот	N2	78,084	75,50
Кислород	O2	20,9476	23,15
Аргон	Ar	0,934	1,292
Углекислый газ	CO2	0,0314	0,046
Неон	Ne	0,001818	0,0014
Метан	CH4	0,0002	0,000084
Гелий	He	0,000524	0,000073
Криптон	Kr	0,000114	0,003
Водород	H2	0,00005	0,00008
Ксенон	Xe	0,0000087	0,00004

Состав воздуха может меняться: в крупных городах содержание углекислого газа будет выше, чем в лесах; в горах пониженное содержание кислорода, вследствие того, что кислород тяжелее азота, и поэтому его плотность с высотой уменьшается быстрее. В различных частях земли состав воздуха может варьироваться в пределах 1-3 % для каждого газа. Воздух всегда содержит пары воды. Так, при температуре 0 °C 1 мі воздуха может вмещать максимально 5 граммов воды, а при температуре +10 °C -- уже 10 граммов.

Кислоромд

8	Кислород
O 15,999
2s22p4

Кислоромд -- элемент 16-й группы (по устаревшей классификации -- главной подгруппы VI группы), второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород -- химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) принормальных условиях -- газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомовкислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород]. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон (CAS-номер: 10028-15-6) -- при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).

Кислород -- самый распространённый на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47,4 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода -- 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле -- около 65 %.

Физические свойства

В мировом океане содержание растворенного O2 больше в холодной воде, а меньше - в тёплой.

При нормальных условиях кислород -- это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C -- 0,03 %, при 2600 °C -- 1 %, 4000 °C -- 59 %, 6000 °C -- 99,5 %.

Жидкий кислород (температура кипения ?182,98 °C) -- это бледно-голубая жидкость.

Фазовая диаграмма O2

Твёрдый кислород (температура плавления ?218,35°C) -- синие кристаллы. Известны шесть кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

б-О2 -- существует при температуре ниже 23,65 К; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Е, b=3,429 Е, c=5,086 Е; в=132,53°.

в-О2 -- существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 К; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Е, б=46,25°.

г-О2 -- существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Е.

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

д-О2 интервал температур 20-240 К и давление 6-8 ГПа, оранжевые кристаллы;

е-О4 давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;

ж-Оn давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления ?2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au иинертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором (см. ниже #фториды кислорода).

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной ?1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород:

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления ?Ѕ, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O?2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

Озониды содержат ион O?3 со степенью окисления кислорода, формально равной ?1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

В ионе диоксигенила O2+ кислород имеет формально степень окисления +Ѕ. Получают по реакции:

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF2 степень окисления кислорода +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре ?196 °C:

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.

Квантовомеханические расчёты предсказывают устойчивое существование иона трифторгидроксония (англ.) OF3+. Если этот ион действительно существует, то степень окисления кислорода в нём будет равна +4.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O2 и O3 (озон).

Применение

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров -- устройств, для сжижения и разделения жидкого воздуха.

В металлургии

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов

Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

Ракетное топливо

В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона -- один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород -- озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

В медицине

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления (для сжатых или сжиженных газов) голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушениидыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости -- кислородные подушки. Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Достоинством кислородного ингалятора является наличие конденсатора-увлажнителя газовой смеси, использующего влагу выдыхаемого воздуха. Для расчёта оставшегося в баллоне количества кислорода в литрах обычно величину давления в баллоне в атмосферах (по манометру редуктора) умножают на величину ёмкости баллона в литрах. Например, в баллоне вместимостью 2 литра манометр показывает давление кислорода 100 атм. Объём кислорода в этом случае равен 100 Ч 2 = 200 литров.

В пищевой промышленности

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ.

В химической промышленности

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, -- окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения (спирты, альдегиды, кислоты), аммиака в окислы азота в производстве азотной кислоты. Вследствие высоких температур, развивающихся при окислении, последние часто проводят в режиме горение.

В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Биологическая роль кислорода

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода, применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Водоромд

1	Водород
H 1,0079
1s1

Водоромд -- первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ?дщс -- «вода» и геннЬщ -- «рождаю») -- «порождающий воду». Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1H -- протон.

Три изотопа водорода имеют собственные названия:

1H -- протий (Н), 2H --  дейтерий (D) и 3H -- тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород -- H2 -- лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и ряде  металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.

Распространённость

Во Вселенной

Водород -- самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 92 % всех атомов (около 8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов -- менее 0,1 %). Таким образом, водород -- основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % -- это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.

Химические свойства

Доля диссоциировавших молекул водорода

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:

и с единственным неметаллом -- фтором, образуя фтороводород:

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении:

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

С галогенами образует галогеноводороды:

, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

Гидриды -- солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

Гидрирование органических соединений

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр. Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр. никель Ренея, палладий на угле).

Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения -- алканы.

Геохимия водорода

На Земле содержание водорода понижено по сравнению с Солнцем, планетами-гигантами и первичными метеоритами, из чего следует, что во время образования Земля была значительно дегазирована и водород вместе с другими летучими элементами покинул планету во время аккреции или вскоре после неё.

Свободный водород H2 относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах.

В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и кристаллической воды.

В атмосфере водород непрерывно образуется в результате разложения воды солнечным излучением. Имея малую массу, молекулы водорода обладают высокой скоростью диффузионного движения (она близка ко второй космической скорости) и, попадая в верхние слои атмосферы, могут улететь в космическое пространство.

Меры предосторожности

Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь -- так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объёмном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближённо 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21 %. Также водород пожароопасен. Жидкий водород при попадании на кожу может вызвать сильное обморожение.

Считается, что взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4 % до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4 % до 75 (74) % по объему. Такие цифры фигурируют сейчас в большинстве справочников, и ими вполне можно пользоваться для ориентировочных оценок. Однако, следует иметь в виду, что более поздние исследования (примерно конец 80-х) выявили, что водород в больших объёмах может быть взрывоопасен и при меньшей концентрации. Чем больше объём, тем меньшая концентрация водорода опасна.

Источник этой широко растиражированной ошибки в том, что взрывоопасность исследовалась в лабораториях на малых объёмах. Поскольку реакция водорода с кислородом -- это цепная химическая реакция, которая проходит по свободно радикальному механизму, «гибель» свободных радикалов на стенках (или, скажем, поверхности пылинок) критична для продолжения цепочки. В случаях, когда возможно создание «пограничных» концентраций в больших объёмах (помещения, ангары, цеха), следует иметь в виду, что реально взрывоопасная концентрация может отличаться от 4 % как в большую, так и в меньшую стороны.

Азомт

7	Азот
N 14,007
2s22p3

Азомт -- элемент 15-й группы (по устаревшей классификации -- главной подгруппы пятой группы) второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 7. Обозначается символом N (лат. Nitrogenium). 

Простое вещество азот (CAS-номер: 7727-37-9) -- достаточно инертный при нормальных условиях двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха (формула N2), из которого на три четверти состоит земная атмосфера.

Распространённость

Вне пределов Земли азот обнаружен в газовых туманностях, солнечной атмосфере, на Уране, Нептуне, межзвёздном пространстве и др. Азот -- четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Азот, в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы, где его содержание составляет 75,6 % (по массе) или 78,084 % (по объёму), то есть около 3,87·1015 т.

Содержание азота в земной коре, по данным разных авторов, составляет (0,7--1,5)·1015 т (причём в гумусе -- порядка 6·1010 т), а в мантии Земли -- 1,3·1016 т. Такое соотношение масс заставляет предположить, что главным источником азота служит верхняя часть мантии, откуда он поступает в другие оболочки Земли с извержениями вулканов.

Масса растворённого в гидросфере азота, учитывая, что одновременно происходят процессы растворения азота атмосферы в воде и выделения его в атмосферу, составляет около 2·1013 т, кроме того примерно 7·1011 т азота содержатся в гидросфере в виде соединений.

Биологическая роль

Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16 -- 18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2 %, по массовой доле -- около 2,5 % (четвёртое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9·1011 т. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитры.

Химические свойства, строение молекулы

Азот в свободном состоянии существует в форме двухатомных молекул N2, электронная конфигурация которых описывается формулой уsІуs*2рx, y4уzІ, что соответствует тройной связи между молекулами азота N?N (длина связи dN?N = 0,1095 нм). Вследствие этого молекула азота крайне прочна, для реакции диссоциации N2 - 2N изменение энтальпии в реакции ДH°298=945 кДж/моль, константа скорости реакции К298=10?120, то есть диссоциация молекул азота при нормальных условиях практически не происходит (равновесие практически полностью сдвинуто влево). Молекула азота неполярна и слабо поляризуется, силы взаимодействия между молекулами очень слабые, поэтому в обычных условиях азот газообразен.

Даже при 3000 °C степень термической диссоциации N2 составляет всего 0,1 %, и лишь при температуре около 5000 °C достигает нескольких процентов (при нормальном давлении). В высоких слоях атмосферы происходит фотохимическая диссоциация молекул N2. В лабораторных условиях можно получить атомарный азот, пропуская газообразный N2 при сильном разряжении через поле высокочастотного электрического разряда. Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью.

Вследствие большой прочности молекулы азота некоторые его соединения эндотермичны (многие галогениды, азиды, оксиды), то есть энтальпия их образования положительна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.

Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак) NH3, получаемый взаимодействием водорода с азотом .

В электрическом разряде реагирует с кислородом, образуя оксид азота(II) NO.

Описано несколько десятков комплексов с молекулярным азотом.

Промышленное связывание атмосферного азота

Соединения азота чрезвычайно широко используются в химии, невозможно даже перечислить все области, где находят применение вещества, содержащие азот: это индустрия удобрений, взрывчатых веществ, красителей, медикаментов и проч. Хотя колоссальные количества азота доступны в прямом смысле слова «из воздуха», из-за описанной выше прочности молекулы азота N2 долгое время оставалась нерешённой задача получения соединений, содержащих азот, из воздуха; большая часть соединений азота добывалась из его минералов, таких, как чилийская селитра. Однако сокращение запасов этих полезных ископаемых, а также рост потребности в соединениях азота заставил форсировать работы по промышленному связыванию атмосферного азота.

Наиболее распространён аммиачный способ связывания атмосферного азота. Обратимая реакция синтеза аммиака:

экзотермическая (тепловой эффект 92 кДж) и идёт с уменьшением объёма, поэтому для сдвига равновесия вправо в соответствии с принципом Ле Шателье -- Брауна необходимо охлаждение смеси и высокие давления. Однако с кинетической точки зрения снижение температуры невыгодно, так как при этом сильно снижается скорость реакции -- уже при 700 °C скорость реакции слишком мала для её практического использования.

В таких случаях используется катализ, так как подходящий катализатор позволяет увеличить скорость реакции без сдвига равновесия. В процессе поиска подходящего катализатора было испробовано около двадцати тысяч различных соединений. По совокупности свойств (каталитическая активность, стойкость к отравлению, дешевизна) наибольшее применение получил катализатор на основе металлического железа с примесями оксидов алюминия и калия. Процесс ведут при температуре 400--600 °C и давлениях 10--1000 атмосфер.

Следует отметить, что при давлениях выше 2000 атмосфер синтез аммиака из смеси водорода и азота идёт с высокой скоростью и без катализатора. Например, при 850 °C и 4500 атмосфер выход продукта составляет 97 %.

Существует и ещё один, менее распространённый способ промышленного связывания атмосферного азота -- цианамидный метод, основанный на реакциикарбида кальция с азотом при 1000 °C. Реакция происходит по уравнению:

Реакция экзотермична, её тепловой эффект 293 кДж.

Ежегодно из атмосферы Земли промышленным путём отбирается примерно 1·106 т азота.

Аргомн

18	Аргон
Ar 39,948
3s23p6

Аргомн -- элемент главной подгруппы восьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 18. Обозначается символом Ar (лат. Argon). Третий по распространённости элемент в земной атмосфере (после азота и кислорода) -- 0,93 % по объёму. Простое вещество аргон (CAS-номер: 7440-37-1) -- инертный одноатомный газ без цвета, вкуса и запаха.

Происхождение названия

По предложению доктора Медана (председателя заседания, на котором был сделан доклад об открытии) Рэлей и Рамзай дали новому газу имя «аргон» (от др.-греч. ?сгьт -- ленивый, медленный, неактивный). Это название подчеркивало важнейшее свойство элемента -- его химическую неактивность.

Распространённость

Во Вселенной

Содержание аргона в мировой материи оценивается приблизительно в 0,02 % по массе.

Аргон (вместе с неоном) наблюдается на некоторых звездах и в планетарных туманностях. В целом его в космосе больше, чем кальция, фосфора, хлора, в то время как на Земле существуют обратные отношения.

Земная кора

Аргон -- третий по содержанию после азота и кислорода компонент воздуха, его среднестатистическое содержание в атмосфере Земли составляет 0,934 % по объему и 1,288 % по массе, его запасы в атмосфере оцениваются в 4·1014 т. Аргон -- самый распространённый инертный газ в земной атмосфере, в 1 мі воздуха содержится 9,34 л аргона (для сравнения: в том же объеме воздуха содержится 18,2 смі неона, 5,2 смі гелия, 1,1 смі криптона, 0,09 смі ксенона).

Содержание аргона в литосфере -- 4·10?6 % по массе. В каждом литре морской воды растворено 0,3 смі аргона, в пресной воде его содержится 5,5·10?5 -- 9,7·10?5 %. Его содержание в Мировом океане оценивается в 7,5·1011 т, а в изверженных породах земной оболочки -- 16,5·1011 т.

Определение

Качественно аргон обнаруживают с помощью эмиссионного спектрального анализа, основные характеристические линии -- 434,80 и 811,53 нм. При количественном определении сопутствующие газы (O2, N2, H2, CO2) связываются специфичными реагентами (Ca, Cu, MnO, CuO, NaOH) или отделяются с помощью поглотителей (например, водных растворов органических и неорганических сульфатов). Отделение от других инертных газов основано на различной адсорбируемости их активным углём. Используются методы анализа, основанные на измерении различных физических свойств (плотности, теплопроводности и др.), а также масс-спектрометрические и хроматографические методы анализа.

Физические свойства

Аргон -- одноатомный газ с температурой кипения (при нормальном давлении) ?185,9 °C (немного ниже, чем у кислорода, но немного выше, чем у азота). В 100 мл воды при 20 °C растворяется 3,3 мл аргона, в некоторых органических растворителях аргон растворяется значительно лучше, чем в воде. Плотность при нормальных условиях составляет 1,7839 кг/м3

Химические свойства

Пока известны только 2 химических соединения аргона -- гидрофторид аргона и CU(Ar)O, которые существуют при очень низких температурах. Кроме того, аргон образует эксимерные молекулы, то есть молекулы, у которых устойчивы возбужденные электронные состояния и неустойчиво основное состояние. Есть основания считать, что исключительно нестойкое соединение Hg--Ar, образующееся в электрическом разряде, -- это подлинно химическое (валентное) соединение. Не исключено, что будут получены другие валентные соединения аргона с фтором и кислородом, которые тоже должны быть крайне неустойчивыми. Например, при электрическом возбуждении смеси аргона и хлора возможна газофазная реакция с образованием ArCl. Также со многими веществами, между молекулами которых действуют водородные связи (водой, фенолом, гидрохиноном и другими), образует соединения включения (клатраты), где атом аргона, как своего рода «гость», находится в полости, образованной в кристаллической решётке молекулами вещества-хозяина.

Соединение CU(Ar)O получено из соединения урана с углеродом и кислородом CUO. Вероятно существование соединений со связями Ar-Si и Ar-C: FArSiF3 и FArCCH.

Углекислый газ

Оксид углерода(IV) (углекислый газ, диоксид углерода, двуокись углерода, угольный ангидрид) -- CO2, бесцветный газ (в нормальных условиях), без запаха, со слегка кисловатым вкусом.

Концентрация углекислого газа в атмосфере Земли составляет в среднем 0,0395 %.

Не следует путать с Диоксином.

Плотность при нормальных условиях 1,97 кг/мі. При атмосферном давлении диоксид углерода не существует в жидком состоянии, переходя непосредственно из твёрдого состояния в газообразное. Твёрдый диоксид углерода называют сухим льдом. При повышенном давлении и обычных температурах углекислый газ переходит в жидкость, что используется для его хранения.

Углекислый газ легко пропускает ультрафиолетовые лучи и лучи видимой части спектра, которые поступают на Землю от Солнца и обогревают её. В то же время он поглощает испускаемые Землёй инфракрасные лучи и является одним из парниковых газов, вследствие чего принимает участие в процессе глобального потепления. Постоянный рост уровня содержания этого газа в атмосфере наблюдается с начала индустриальной эпохи.

Углекислый газ в атмосфере Земли, по состоянию на 2012 год, представлен в количестве 0,0314 %. Роль углекислого газа (CO2, двуокись или диоксид углерода) в жизнедеятельности биосферы состоит прежде всего в поддержании процесса фотосинтеза, который осуществляется растениями. Являясь парниковым газом, двуокись углерода в воздухе оказывает влияние на теплообмен планеты с окружающим пространством, эффективно блокируя переизлучамое тепло на ряде частот, и таким образом участвует в формировании климата планеты.

В связи с активным использованием человечеством ископаемых энергоносителей в качестве топлива, происходит быстрое увеличение концентрации этого газа в атмосфере. Впервые антропогенное влияние на концентрацию двуокиси углерода отмечается с середины XIX века. Начиная с этого времени, темп её роста увеличивался и в конце 2000-х происходил со скоростью 2,20±0,01 ppm/год или 1,7 % за год. Согласно отдельным исследованиям, современный уровень CO2 в атмосфере является максимальным за последние 800 тыс. лет и, возможно, за последние 20 млн лет.

Источники углекислого газа

К естественным источникам двуокиси углерода в атмосфере относятся вулканические извержения, сгорание органических веществ в воздухе и дыхание представителей животного мира (аэробные организмы). Также углекислый газ производится некоторыми микроорганизмами в результате процесса брожения, клеточного дыхания и в процессе перегнивания органических останков в воздухе. К антропогенным источникам эмиссии CO2 в атмосферу относятся: сжигание ископаемых и не ископаемых энергоносителей для получения тепла, производства электроэнергии, транспортировки людей и грузов. К значительному выделению CO2 приводят некоторые виды промышленной активности, такие, например, как производство цемента и утилизация газов путем их сжигания в факелах.

Растения преобразуют получаемый углекислый газ в углеводы в ходе фотосинтеза, который осуществляется посредством пигмента хлорофилла, использующего энергию солнечного излучения. Получаемый газ, кислород, высвобождается в атмосферу Земли и используется для дыхания гетеротрофными организмами и другими растениями, формируя таким образом цикл углерода.

Токсичность

Углекислый газ является тяжелым, по сравнению с воздухом, газом без цвета и запаха. Воздействие его повышенных концентраций на живые организмы относит его к удушающим газам. Незначительные повышения концентрации до 2-4 % в непроветриваемых помещениях приводят к развитию сонливости и слабости. Опасными концентрациями считаются уровни 7-10 %, при которых развивается удушье, проявляющее себя в головной боли, головокружении, расстройстве слуха и в потери сознания в течение периода времени от нескольких минут до одного часа. Отравление этим газом не приводит к долговременным последствиям и после его завершения происходит полное восстановление организма.

Неомн

10	Неон
Ne 20,179
2s22p6

Неомн (лат. Neon; обозначается символом Ne) -- элемент главной подгруппы восьмой группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 10. Пятый по распространённости элемент во Вселенной (после водорода, гелия, кислорода и углерода). Простое вещество неон (CAS-номер: 7440-01-9) -- инертный одноатомный газ без цвета и запаха.

Неон не играет никакой биологической роли.

Распространённость

Во Вселенной

В мировой материи неон распределен неравномерно, однако в целом по распространенности во Вселенной он занимает пятое место среди всех элементов -- около 0,13 % по массе. Наибольшая концентрация неона наблюдается на Солнце и других горячих звездах, в газовых туманностях, в атмосфере внешних планет Солнечной системы -- Юпитера, Сатурна, Урана, Нептуна. В атмосфере многих звезд неон занимает третье место после водорода и гелия.

Земная кора

Из всех элементов второго периода неон -- самый малочисленный на Земле. В рамках восьмой группы неон по содержанию в земной коре занимает третье место -- после аргона и гелия. Газовые туманности и некоторые звезды содержат неона во много раз больше, чем его находится на Земле.

На Земле наибольшая концентрация неона наблюдается в атмосфере -- 1,82·10?3% по объему, а его общие запасы оцениваются в 7,8·1014 мі. В 1 мі воздуха содержится около 18,2 смі неона (для сравнения: в том же объеме воздуха содержится только 5,2 смі гелия). Среднее содержание неона в земной коре мало ? 7·10?9% по массе. Всего на нашей планете около 6,6·1010 т неона. В изверженных породах находится около 109 т этого элемента. По мере разрушения пород газ улетучивается в атмосферу. В меньшей мере атмосферу снабжают неоном и природные воды.

Причину неоновой бедности нашей планеты ученые усматривают в том, что некогда Земля потеряла свою первичную атмосферу, которая и унесла с собой основную массу инертных газов, которые не могли, как кислород и другие газы, химически связаться с другими элементами в минералы и тем самым закрепиться на планете

Получение

Неон получают совместно с гелием в качестве побочного продукта в процессе сжижения и разделения воздуха на крупных промышленных установках. Разделение «неоно-гелиевой» смеси осуществляется несколькими способами за счет адсорбции и конденсации и низкотемпературной ректификации. Адсорбционный метод основан на способности неона в отличие от гелия адсорбироваться активированным углем, охлаждаемым жидким азотом. Конденсационный способ основан на вымораживании неона при охлаждении смеси жидким водородом, ректификационный способ основан на разнице температур кипения гелия и азота. Неон извлекают из воздуха в аппаратах двукратной ректификации жидкого воздуха. Газообразные неон и гелий скапливаются в верхней части колонны высокого давления, то есть в конденсаторе-испарителе, откуда под давлением около 0.55 МПа подаются в трубное пространство дефлегматора, охлаждаемое жидким N2. Из дефлегматора обогащенная смесь Ne и Не направляется для очистки от N2 в адсорберы с активированным углем, из которых после нагревания поступает в газгольдер (содержание Ne + He до 70 %); степень извлечения смеси газов 0.5-0.6. Последнюю очистку от N2 и разделение Ne и Не можно осуществлять либо селективной адсорбцией при температуре жидкого N2, либо конденсационными методами -- с помощью жидких Н2 или Ne. При использованиижидкого водорода дополнительно проводят очистку от примеси водорода с помощью CuO при 700 °C. В результате получают неон 99,9%-ной чистоты по объему. Основным промышленным способом получения неона (в последнее десятилетие) является разделение неоно-гелиевой смеси путём низкотемпературной ректификации -- смесь неона и гелия предварительно очищают от примеси азота и водорода(водород выжигают в печи заполненной катализатором), а азот в низкотемпературных аппаратах -«дефлегматор» и в блоке криогенных адсорберов заполненных активированным углём(уголь охлаждается змеевиками с кипящим в них под вакуумом азотом).После удаления азота неоно-гелиевая смесь сжимается компрессором и поступает в ректификационную колонну (предварительно охлаждаемая до температуры кипящего под вакуумом азота) для разделения. Для понижения температуры охлаждённая смесь дросселируется с 25МПа. до 0,2-0,3 МПа (в зависимости от режима работы установки).В верхней части колонны, из под крышки конденсатора, отбирается гелий с примесью до 20 % неона, в нижней части колонны в жидком виде получается неон. В качестве холодильного цикла используется дроссельный холодильный цикл с рабочей средой-хладогентом чистым неоном. Ректификационный метод разделения неоно-гелиевой смеси позволяет получить неон чистотой до 99,9999 %. Промышленные установки по получению неона высокой чистоты построены и успешно эксплуатируются на Украине -- г. Мариуполь (предприятие «Ингаз») и г. Одесса(предприятие «Айсблик»), в Российской Федерации -- г. Москва.

Метамн

Метамн (лат. Methanum) -- простейший углеводород, бесцветный газ (в нормальных условиях) без запаха, химическая формула -- CH4. Малорастворим в воде, легче воздуха. При использовании в быту, промышленности в метан обычно добавляют одоранты (обычно меркаптаны) со специфическим «запахом газа». Метан нетоксичен и неопасен для здоровья человека.

Однако имеются данные, что метан относится к токсическим веществам, действующим на центральную нервную систему.

Накапливаясь в закрытом помещении, метан взрывоопасен. Обогащение одорантами делается для того, чтобы человек вовремя заметил утечку газа. На промышленных производствах эту роль выполняют датчики, и во многих случаях метан для лабораторий и промышленных производств остается без запаха.

Метан -- первый член гомологического ряда насыщенных углеводородов (алканов), наиболее устойчив к химическим воздействиям. Подобно другим алканам вступает в реакции радикального замещения (галогенирования, сульфохлорирования, сульфоокисления, нитрования и др.), но обладает меньшей реакционной способностью. Специфична для метана реакция с парами воды, которая протекает на Ni/Al2O3 при 800--900 °C или без катализатора при 1400--1600 °C; образующийся синтез-газ может быть использован для синтеза метанола, углеводородов, уксусной кислоты, ацетальдегида и других продуктов.

Взрывоопасен при концентрации в воздухе от 4,4 % до 17 %. Наиболее взрывоопасная концентрация 9,5 %. Является наркотиком; действие ослабляется ничтожной растворимостью в воде и крови. Класс опасности -- четвёртый.

Чистый природный газ не имеет цвета и запаха. Чтобы можно было определить утечку по запаху, в газ добавляют небольшое количество веществ, имеющих неприятный запах.

Сэр Гемфри Дэви (ученый-химик) еще в 1813 г. заключил из своих анализов, что рудничный газ есть смесь метана CH4 с небольшим количеством азота N2 и угольного ангидрида СО2 - т.е., что он качественно тождественен по составу с газом, выделяющимся из болот.

Является парниковым газом, в этом отношении, более сильным, чем углекислый газ, из-за наличия глубоких вращательных полос поглощения его молекул в инфракрасном спектре. Если степень воздействия углекислого газа на климат условно принять за единицу, то парниковая активность метана составит 21 единицу.

ПДК метана в воздухе рабочей зоны составляет 7000 мг/м3.

Физиологическое действие

Метан является самым физиологически безвредным газом в гомологическом ряду парафиновых углеводородов. Физиологическое действие метан не оказывает и не ядовит (из-за малой растворимости метана в воде и плазме крови и присущей парафинам химической инертности). Погибнуть человеку в воздухе, с высокой концентрацией метана можно только от недостатка кислорода в воздухе для дыхания при очень высоких концентрациях метана. Так, при содержании в воздухе 25--30 % метана появляются первые признаки асфиксии (учащение пульса, увеличение объёма дыхания, нарушение координации тонких мышечных движений и т. д.). Более высокие концентрации метана в воздухе вызывают у человека кислородное голодание -- головную боль, одышку, -- симптомы, сходные с горной болезнью.

Так как метан легче воздуха, он не скапливается в проветриваемых подземных сооружениях. Поэтому весьма редки случаи гибели людей от вдыхания смеси метана с воздухом, от асфиксии.

Первая помощь при тяжелой асфиксии: удаление пострадавшего из вредной атмосферы. При отсутствии дыхания немедленно (до прихода врача) искусственное дыхание изо рта в рот. При отсутствии пульса -- непрямой массаж сердца.

Хроническое действие метана

У людей, работающих в шахтах или на производствах, где в воздухе присутствуют в незначительных количествах метан и другие газообразные парафиновые углеводороды, описаны заметные сдвиги со стороны вегетативной нервной системы (положительный глазо-сердечный рефлекс, резко выраженная атропиновая проба, гипотония) из-за весьма слабого наркотического действия этих веществ, сходного с наркотическим действием диэтилового эфира.

воздух кислород метан водород

Гемлий

2	Гелий
He 4,0026
1s2

Гемлий -- второй элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 2. Расположен в главной подгруппе восьмой группы, первом периоде периодической системы. Возглавляет группу инертных газов в периодической системе Менделеева. Обозначается символом He(лат. Helium). Простое вещество гелий (CAS-номер: 7440-59-7) -- инертный одноатомный газ без цвета, вкуса и запаха.

Гелий -- один из наиболее распространённых элементов во Вселенной, он занимает второе место после водорода. Также гелий является вторым по лёгкости (после водорода) химическим веществом.

Гелий добывается из природного газа процессом низкотемпературного разделения -- так называемой фракционной перегонкой

Распространённость

Во Вселенной

Гелий занимает второе место по распространённости во Вселенной после водорода -- около 23 % по массе. Однако на Земле гелий редок. Практически весь гелий Вселенной образовался в первые несколько минут после Большого Взрыва, во время первичного нуклеосинтеза. В современной Вселенной почти весь новый гелий образуется в результате термоядерного синтеза из водорода в недрах звёзд (см. протон-протонный цикл, углеродно-азотный цикл). На Земле он образуется в результате альфа-распада тяжёлых элементов (альфа-частицы, излучаемые при альфа-распаде -- это ядра гелия-4). Часть гелия, возникшего при альфа-распаде и просачивающегося сквозь породы земной коры, захватывается природным газом, концентрация гелия в котором может достигать 7 % от объёма и выше.

Земная кора

В рамках восьмой группы гелий по содержанию в земной коре занимает второе место (после аргона).

Содержание гелия в атмосфере (образуется в результате распада Ac, Th, U) -- 5,27·10?4 % по объёму, 7,24·10?5 % по массе. Запасы гелия в атмосфере,литосфере и гидросфере оцениваются в 5·1014 мі. Гелионосные природные газы содержат как правило до 2 % гелия по объёму. Исключительно редко встречаются скопления газов, гелиеносность которых достигает 8 -- 16 %.

Среднее содержание гелия в земном веществе -- 0,003 мг/кг или 0,003 г/т. Наибольшая концентрация гелия наблюдается в минералах, содержащих уран, торий и самарий: клевеите, фергюсоните, самарските, гадолините, монаците (монацитовые пески в Индии и Бразилии), торианите. Содержание гелия в этих минералах составляет 0,8 -- 3,5 л/кг, а в торианите оно достигает 10,5 л/кг. Этот гелий является радиогенным и содержит лишь изотоп 4He, он образуется из альфа-частиц, излучаемых при альфа-распаде урана, тория и их дочерних радионуклидов.

Физические свойства

Гелий -- практически инертный химический элемент.

Простое вещество гелий -- нетоксично, не имеет цвета, запаха и вкуса. При нормальных условиях представляет собой одноатомный газ. Его точка кипения (T = 4,215 K для 4He) наименьшая среди всех простых веществ; твёрдый гелий получен лишь при давлениях выше 25 атмосфер -- при атмосферном давлении он не переходит в твёрдую фазу даже при крайне близких к абсолютному нулю температурах. Экстремальные условия также необходимы для создания немногочисленных химических соединений гелия, все они нестабильны при нормальных условиях.

Химические свойства

Гелий -- наименее химически активный элемент восьмой группы таблицы Менделеева (инертные газы). Многие соединения гелия существуют только в газовой фазе в виде так называемых эксимерных молекул, у которых устойчивы возбуждённые электронные состояния и неустойчиво основное состояние. Гелий образует двухатомные молекулы He2+, фторид HeF, хлорид HeCl (эксимерные молекулы образуются при действии электрического разряда или ультрафиолетового излучения на смесь гелия с фтором или хлором).

Энергия связи молекулярного иона гелия He2+ составляет 58 ккал/моль, равновесное межъядерное расстояние 1,09 Е. Известно химическое соединение гелия LiHe (возможно, имелось в виду соединение LiHe7).

Свойства в газовой фазе

Спектральные линии гелия

При нормальных условиях гелий ведёт себя практически как идеальный газ. При всех условиях гелий является моноатомным веществом. При нормальных условиях, плотность составляет 0,17847 кг/мі, обладает тепло-проводностью 0,1437 Вт?(м·К) -- бомльшей, чем у всех других газов за исключением водорода, а его удельная теплоёмкость чрезвычайно высока (ср = 5,23 кДж?(кг·К), для сравнения -- 14,23 кДж?(кг·К) для Н2).

При пропускании тока через заполненную гелием трубку наблюдаются разряды различных цветов, зависящих главным образом от давления газа в трубке. Обычно видимый свет спектра гелия имеет жёлтую окраску. По мере уменьшения давления происходит смена цветов -- розового, оранжевого, жёлтого, ярко-жёлтого, жёлто-зелёного и зелёного. Это связано с присутствием в спектре гелия нескольких серий линий, расположенных в диапазоне между инфракрасной и ультрафиолетовой частями спектра, важнейшие линии гелия в видимой части спектра лежат между 706,52 нм и 447,14 нм. Уменьшение давления приводит к увеличению длины свободного пробега электрона, то есть к возрастанию его энергии при столкновении с атомами гелия. Это приводит к переводу атомов в возбуждённое состояние с бомльшей энергией, в результате чего и происходит смещение спектральных линий от инфракрасного к ультрафиолетовому краю.