11 класс. Химия. Водород. Галогены.Кислород.Сера

Комментарии преподавателя

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.См. рис. 1. 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.

2H2O2 Н2O + О2↑

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + О2↑

2KClO3 KCl + 3О2↑

2KNO3 KNO2 + О2↑

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. См. рис. 3.

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.= 112,80С. Моноклинная сера окрашена в темно-желтый цвет. Тпл.= 119,30С. Кристаллы моноклинной и ромбической серы построены из молекул S8. Рис. 4.

Рис. 4

При быстром охлаждении расплавленной серы образуется еще одна аллотропная модификация серы – это пластическая сера. Рис. 5. Она состоит из длинных молекул Sx (число х равно нескольким тысячам).

Рис. 5

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 + 2HSO4 = 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

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.

Рис. 2

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.

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 + О22SО3

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

5. Гексафторид серы, титрование

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

Рис. 7

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.

Рис. 8

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.

ИСТОЧНИКИ

источник видео - https://www.youtube.com/watch?v=kiPQyS-GctY

https://www.youtube.com/watch?v=2H2Vo6pLrfY

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/soedinenija-sery0.html

Файлы