Кислород. Сера

Получение и свойства кислорода и озона

Химические свойства кислорода

Кислород – это самый распространённый на Земле химический элемент. На его долю приходится чуть меньше половины массы твердой Земной коры и более 1,5 тысяч соединений Земной коры содержат кислород. Его очень много в воде, около 89 %, в воздухе – около 20 % по массе.

В соединениях кислород способен проявлять все степени окисления от -2 до +2. В подавляющем большинстве соединений кислород проявляет степень окисления -2. Это используется даже при определении степени окисления других элементов.

Аллотропия

Кислород образует 2 простых вещества – кислород О₂ и озон О₃, которые являются аллотропными модификациями этого элемента.

Кислород – простое вещество

Кислород – это вещество молекулярного строения, состоит из двух атомов, связь между которыми ковалентная неполярная. Это бесцветный газ, без запаха, малорастворимый в воде.

Химическая активность кислорода высока. Он является сильным окислителем. Он реагирует со всеми простыми веществами, кроме инертных газов, галогенов и благородных металлов.

1. Взаимодействие с металлами

2Zn + O₂ = 2ZnO

В зависимости от температуры, степени дисперсности железа, он может образовывать с ним несколько оксидов.

2Fe + O₂ = 2FeO

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃

2. Взаимодействие с неметаллами

O₂ + C = CO₂

5O₂ + 4P = 2P₂O5

O₂ + S = SO₂

C₃H8 + 5O₂ = 3CO₂ + 4H₂O

Получение кислорода

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха. Этот метод основан на различие температур кипения азота и кислорода – основных составляющих воздуха.

И в промышленности, и в лаборатории можно получать кислород электролизом воды.

2H₂O = Н₂↑ + О₂↑

Получают кислород при термическом разложении кислородсодержащих веществ.

2H₂O₂Н₂O + О₂↑

2KMnO₄K2MnO₄ + MnO₂ + О₂↑

2KClO₃KCl + 3О₂↑

2KNO₃KNO₂ + О₂↑

Строение, получение и химические свойства озона

Озон

Озон образуется из кислорода под действием электрического разряда или ультрафиолетового излучения.

3О₂ ⇆ 2О₃

Молекула озона неустойчива и самопроизвольно распадается.

Озон – это очень сильный окислитель. Он окисляет как простые так и сложные вещества.

2Fe + 3O₃ = Fe₂O₃ + 3О₂

О3 + Н₂ = Н₂О + О₂

PbS + 2O₃ = PbSO₄ + O₂

В промышленности озон получают из кислорода или из воздуха в озонаторах под действием электрического разряда.

Чтобы определить озон, используется реакция с иодидом калия.

2KI + H₂O + O₃ → 2KOH + I₂ + O₂

Озоновый слой

Озон образует озоновый слой, защищающий нашу планету от жесткого солнечного излучения. Наибольшая концентрация озона в атмосфере наблюдается на высоте около 20 км.

Озон все чаще используется при обеззараживании питьевой воды. Этот процесс дороже хлорирования, но при озонировании не образуется токсичных хлоробразующих соединений, которые в небольших количествах присутствуют при хлорировании питьевой воды.

Перекись водорода

Перекись водорода Н₂О₂ – это простейший представитель пероксидов. Это неустойчивое соединение и легко разлагается. В нашем организме есть фермент каталаз, который способствует разложению перекисных соединений. Пероксидная группа –О–О– входит в состав многих соединений, которые называются пероксидами. К ним относятся пероксиды металлов: Na₂O₂, BaO₂. Кислоты, содержащие пероксидную группу называются пероксокислотами или надкислотами.

Химические свойства Н₂О₂

1. Восстановительные свойства.

H₂O₂ + Ag₂O = 2Ag + O₂ + H₂O

2. Окислительные свойства.

KNO₂ + H₂O₂ = KNO₃ + H₂O

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O. Эта реакция используется при реставрации картин. Поскольку применявшаяся ранее краска на основе свинца Pb3(ОН)₂(СО₃)₂ (свинцовые белила) при взаимодействии с сероводородом, в незначительных количествах содержащимся в воздухе, образует черный сульфид свинца PbS. Из-за него картины темнеют.

Pb3(ОН)₂(СО3)₂ + 3H₂S → 3PbS + 2CO₂ + 4H₂O

Осторожной обработкой перекисью водорода, их можно восстановить.

В промышленности пероксид водорода получают окислением изопропилового спирта или электролизом серной кислоты, в ходе которого образуется надсерная кислота, которая при разложении водой образует пероксид водорода и серную кислоту.

Получение и свойства серы и её соединений

Сера и её соединения

Сера встречается в природе в виде простого вещества и входит в состав многих минералов-сульфидов. Из них наиболее распространенные это: пирит FeS₂, халькопирит FeCuS₂, киноварь HgS, мирабилит Na₂SO₄·10H₂O, гипс CaSO₄·2H₂O.

Рис. 3. Распространенность серы в природе

В соединениях сера проявляет степени окисления от -2 до +6. Но, например, в пирите FeS₂ степень окисления серы равна -1.

Аллотропные модификации серы

Наиболее устойчивы ромбическая и моноклинная модификации серы. Это кристаллические вещества, которые различаются формой кристаллов и некоторыми физическими свойствами. Ромбическая сера имеет лимонно-желтую окраску, Тпл. = 112,8 0С. Моноклинная сера окрашена в темно-желтый цвет. Тпл. = 119,3 0С. Кристаллы моноклинной и ромбической серы построены из молекул S₈.

При быстром охлаждении расплавленной серы образуется еще одна аллотропная модификация серы – это пластическая сера. Она состоит из длинных молекул Sx (число х равно нескольким тысячам).

Химические свойства серы

Для серы характерна окислительно-восстановительная двойственность.

1. Сера как типичный неметалл взаимодействует с металлами, образуя сульфиды.

Na + S = Na₂S

Fe + S = FeS

2. Взаимодействует с неметаллами.

S + O₂ = SO₂

H₂ + S = H₂S↑.

Сероводород имеет характерный запах, который можно ощутить при разложении белка, например, при протухании яиц. Для сероводорода характерны восстановительные свойства обусловленные наличием S²⁻. Раствор сероводорода в воде называется сероводородной кислотой, которая относится к слабым кислотам. Образует 2 ряда солей: кислые и средние.

3. Сера взаимодействует с кислотами, являющимися сильными окислителями.

S + 4HNO₃ = SO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O

4. Взаимодействует со щелочами.

3S + 6NaOH = 2NaS + Na₂SO₃ + 3H₂O

Оксид серы (IV)

При обычных условиях SO₂ – бесцветный газ с удушливым запахом, хорошо растворим в воде. Раствор называется сернистой кислотой, которая является нестабильной. Для SO₂ характерна окислительно-восстановительная двойственность.

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂О (SО₂ – окислитель)

2SO₂ + О₂ = 2SО₃           (SО₂ – восстановитель)

В промышленности сернистый газ получают при обжиге пирита.

4FeS₂ + 11О₂ = 2Fe₂О₃ + 8SO₂↑

В лаборатории сернистый газ получают действием сильных кислот на сульфиды.

Na₂SO₃ + 2H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + SO₂↑ + H₂O

Получение и химические свойства серной кислоты

Серная кислота

В серной кислоте сера находится в высшей степени окисления S⁺⁶. Бесцветная маслянистая жидкость, неограниченно смешивающаяся с водой. Эта кислота очень гигроскопичная.

Химические свойства серной кислоты во многом зависят от её концентрации.

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, при этом выделяется водород. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений после водорода, с разбавленной серной кислотой не взаимодействуют.

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счет S⁺⁶. Она окисляет многие металлы. Продуктами восстановления кислоты обычно являются SO₂, H₂S, S (H₂S и S образуются в реакциях кислоты с активными металлами Mg, Ca, Na, K и др.)

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Mg + 2H₂SO₄ = MgSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

4Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Серная кислота высокой концентрации не взаимодействует с железом в результате пассивации металла. Явление пассивации связано с образованием на поверхности металла прочной пленки, состоящей из оксидов или других соединений. Она препятствует контакту металла с кислотой. Благодаря пассивации, можно хранить и перевозить концентрированную серную кислоту в стальной таре. Концентрированная серная кислота пассивирует также алюминий, никель, хром, титан.

Концентрированная серная кислота может окислять и неметаллы.

S + 2H₂SO₄ = SO₂↑ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄ = CO₂↑ + SO₂↑ + 2H₂O

Концентрированная серная кислота может окислять сложные вещества.

2KBr + 2H₂SO₄ = Br₂ + SO₂↑ + K₂SO₄ + 2H₂O

Контактный способ получения серной кислоты

I стадия: 4FeS₂ + 11О₂ = 2Fe₂О₃ + 8SO₂↑

II стадия: 2SO₂ + О₂ 2SО₃

III стадия: SО₃ + H₂O = H₂SO₄

Нитрозный способ получения серной кислоты

2NO + O₂ ⇆ 2NO₂

2SO₂ + NO₂ ⇆ 2SO₃ + NO, остальные стадии такие же, как в контактном способе.

Сульфаты – соли серной кислоты

Сульфаты – это ионные соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся катионы металлов и сульфат-анионы. Обычно это бесцветные кристаллы, но некоторым придают окраску ионы металлов. Медный купорос – это ярко-синие кристаллы, железный купорос – кристаллы зеленого цвета (рис. 6).

Рис. 6. Сульфаты – соли серной кислоты

Качественная реакция на сульфаты – это реакция с растворимыми солями бария.

K₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2KCl

SF₆

Гексафторид серы SF₆ – при обычных условиях газ, несмотря на высокую молярную массу. Он в 5 раз тяжелее воздуха.

Молекула в целом химически инертна, т. к. реагенты не могут подойти к атому серы, окруженной атомами фтора. При вдыхании гексафторида серы голос становится низким басом, а не писклявым, как в ситуации с вдыханием гелия. Гексафторид серы SF6 применяют в системах пожаротушения из-за его химической инертности.

Сероводород. Кислоты серы. Титрование

При образовании химических соединений атомы серы склонны к катенации (с латинского – цепеобразование, сцепление). Например, сероводород Н-(S)ₙ-H – это родоначальник серных кислот, содержащих до 8 атомов серы в цепи. Серосодержащих кислот намного больше, чем вам известно по школьной программе. Явлением катенации обусловлена вулканизация каучука и действие некоторых антиоксидантных систем организма. В серных кислотах может происходить замена атома кислорода на атом серы. Если заменить атом кислорода в серной кислоте, то получается тиосерная кислота H₂S₂O₃. Она образует ряд солей, которые называются тиосульфаты. Тиосульфаты используются для количественного определения йода методом титрования.

Титрование – это метод, когда концентрацию какого-либо вещества, в раствор которого добавлен специальный индикатор, определяют медленным добавлением другого вещества с известной концентрацией. Этот метод применяется часто, так как позволяет быстро и точно определять концентрации веществ.

Подведение итога урока

На уроке вы познакомились с темой «Кислород. Сера». При её изучении были рассмотрены соединения кислорода и серы, свойства наиболее важных соединений этих двух элементов. Вы узнали о химических свойствах и методах получения кислорода, затем озона и перекиси водорода. Были изучены соединения серы. Подробно исследован гексафторид серы, его свойства, применение. Были изучены явление катенации, метод определения количества йода в растворе и метод титрования.

Список литературы

1. Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П. П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П. П. Попель, Л. С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Интернет-портал «hemi.nsu.ru» (Источник)

2. Интернет-портал «chemport.ru» (Источник)

Домашнее задание

1. №№9, 13б, з. 1 (с. 138) Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Назовите области применения серы и её соединений.

3. Сравните свойства кислорода и озона.