Общая характеристика элементов VI группы главной подгруппы. Кислород

 2.КислородO₂

(К.В. Шееле 1772 г., Дж. Пристли 1774 г.)

Самый распространенный элемент на Земле; в воздухе - 21% по объему; в земной коре - 49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе.

Строение атома:

Физические свойства

Газ - без цвета, вкуса и запаха; в 100VH₂O растворяется 3VO₂ (н.у.); tкип= -183С;tпл = -219C;d по воздуху = 1,1.

Способы получения

1.      Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха).

2.      Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ)

2KMnO₄  –^tK₂MnO₄ + MnO₂ + O₂­

2KClO₃  –^t;MnO22KCl + 3O₂­

2H₂O₂  –^MnO22H₂O + O₂­

Способы собирания

Химические свойства

Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением.

С кислородом реагируют все элементы, кроме Au,Pt,He,Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель.

Снеметаллами

C + O₂ CO₂

S + O₂ SO₂

2H₂ + O₂ 2H₂O

Сметаллами

2Mg + O₂ 2MgO

2Cu + O₂  –^t2CuO

Со сложными веществами

4FeS₂ + 11O₂ 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2H₂S + 3O₂ 2SO₂ + 2H₂O

CH₄ + 2O₂ CO₂ + 2H₂O

Горение в кислороде

ОзонO₃

Озон -аллотропная модификация кислорода.

Физические свойства

Газ, запах свежей хвои, бесцветный, растворим в воде; tкип= -112С;tпл= -193C.

Получение

3O₂   2O₃

1.      Во время грозы (в природе), (в лаборатории) в озонаторе

2.      Действием серной кислоты на пероксид бария

3BaO₂ + 3H₂SO₄ 3BaSO₄ + 3H₂O + O₃­

Химические свойства

1.      Неустойчив:

O₃O₂ + O

2. Сильный окислитель:

2KI + O₃ + H₂O 2KOH + I₂ + O₂

Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.

Способы собирания

Тезисы лекции

Тема: «Сера. Важнейшие соединения серы».

План

Характеристика серы.

Важнейшие соединения серы.

S – сера.

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), tкип = 445С

 Аллотропия

1)     ромбическая ( - сера) - S₈

tпл. = 113C; = 2,07 г/см³

Наиболее устойчивая модификация.

2)     моноклинная ( - сера) - темно-желтые иглы

tпл. = 119C; = 1,96 г/см³

Устойчивая при температуре более 96С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3)     пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

Строение атома

Размещение электронов по уровням и подуровням

Получение

1.      Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.

2.      Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

2H₂S + O₂ 2S + 2H₂O

3.      Реакция Вакенродера

2H₂S + SO₂ 3S + 2H₂O

Химические свойства

Окислительные свойства серы
(S⁰ + 2ē  S^-2)

1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

2Na + SNa₂S

     c остальными металлами (кроме Au,Pt) - при повышенной t:

2Al + 3S  –^t Al₂S₃

Zn + S  –^t ZnS

2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

H₂ + S  H₂S

2P + 3S  P₂S₃

C + 2S  CS₂

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S - 2ē  S⁺²; S - 4ē  S⁺⁴; S - 6ē  S⁺⁶)

3)    c кислородом:

S + O₂  –^t S⁺⁴O₂

2S + 3O₂  –^t;pt  2S⁺⁶O₃

4)    c галогенами (кроме йода):

S + Cl₂S⁺²Cl₂

5)    c кислотами - окислителями:

S + 2H₂SO₄(конц) 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O

S + 6HNO₃(конц) H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

Реакции диспропорционирования:

6)                                                                           

3S⁰ + 6KOHK₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O

7)     сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃ Na₂S₂O₃тиосульфат натрия

Применение

Вулканизация каучука, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.

Важнейшие соединения серы.

СЕРОВОДОРОД

Физические свойства

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1VH₂O растворяется 3VH₂S при н.у.); tпл. = -86C;tкип. = -60С.

Получение

1)     

H₂ + S ^tH₂S

2)     

FeS + 2HClFeCl₂ + H₂S­

Химические свойства

1)     РастворH₂S в воде – слабая двухосновная кислота:

H₂S H⁺ + HS^- 2H⁺ + S^2-

K₁ = ([H⁺] • [HS^-]) / [H₂S] = 1 • 10^-7

K₂ = ([H⁺] • [S^2-]) / [HS^-] = 1,3 • 10^-14

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

2)     Взаимодействует с основаниями:

H₂S + 2NaOHNa₂S + 2H₂O

3)    H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

H₂S^-2 + Br₂ S⁰ + 2HBr

H₂S^-2+ 2FeCl₃ 2FeCl₂ + S⁰+ 2HCl

H₂S^-2+ 4Cl₂ + 4H₂O H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl

3H₂S^-2+ 8HNO₃(конц) 3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O

H₂S^-2+ H₂S⁺⁶O₄(конц) S⁰+ S⁺⁴O₂ + 2H₂O

(при нагревании реакция идет по - иному:

H₂S^-2+ 3H₂S⁺⁶O₄(конц)  –^t° 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O)

4)     Сероводород окисляется:

при недостатке O₂

2H₂S^-2+O₂ 2S⁰+ 2H₂O

при избытке O₂

2H₂S^-2+ 3O₂ 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

5)     Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

4Ag + 2H₂S + O₂ 2Ag₂S + 2H₂O

6)     Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H₂S + Pb(NO₃)₂ PbS + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ PbS + 2NaNO₃

Pb²⁺+S^2-PbS

Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.

7)     Реставрация:

PbS + 4H₂O₂PbSO₄(белый) + 4H₂O

Сульфиды

Получение

1)     Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

Hg + SHgS

2)     Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи:

H₂S + 2KOHK₂S + 2H₂O

3)     Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

CdCl₂ + Na₂S 2NaCl + CdS

Pb(NO₃)₂ + Na₂S 2NaNO₃ + PbS

ZnSO₄ + Na₂S Na₂SO₄ + ZnS

MnSO₄ + Na₂S Na₂SO₄ + MnS

2SbCl₃ + 3Na₂S 6NaCl + Sb₂S₃

SnCl₂ + Na₂S 2NaCl + SnS

Химические свойства

1)     Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:

K₂S + H₂O KHS + KOH

S^2-+ H₂O HS^- + OH^-

2)     Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H₂SO₄ ZnSO₄ + H₂S­

HgS + H₂SO₄ –\

Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированнойHNO₃:

FeS₂ + 8HNO₃ Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O

3)     Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:

Na₂S + nSNa₂S_n+1 (1 n 5)

Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:

2Na₂S₂ + 3O₂ 2Na₂S₂O₃

На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

ОКСИДЫ СЕРЫ

Оксид серы IV

SO₂ (сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1VH₂O растворяется 40VSO₂ при н.у.); tпл. = -75,5C;tкип. = -10С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

1)     При сжигании серы в кислороде:

S + O₂SO₂

2)     Окислением сульфидов:

4FeS₂ + 11O₂ 2Fe₂O₃ + 8SO₂­

3)     Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl 2NaCl + SO₂­ + H₂O

4)     При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H₂SO₄(конц) CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

Химические свойства

1)     Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H₂SO₃(существует только в водном растворе)

SO₂ + H₂O   H₂SO₃^K1H⁺ + HSO₃^-^K22H⁺ + SO₃^2-

K₁ = ([H⁺] • [HSO₃^-]) / [H₂SO₃] = 1,6 • 10^-2

K₂ = ([H⁺] • [SO₃^2-]) / [HSO₃^-] = 1,3 • 10^-7

H₂SO₃ образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).

Ba(OH)₂ + SO₂BaSO₃(сульфит бария) + H₂O

Ba(OH)₂ + 2SO₂Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария)

2)     Реакции окисления  (S⁺⁴ – 2ē S⁺⁶)

SO₂ + Br₂ + 2H₂O H₂SO₄ + 2HBr

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

2Na₂SO₃ + O₂ 2Na₂SO₄; 2SO₃^2-+ O₂ 2SO₄^2-

3)     Реакции восстановления (S⁺⁴+ 4ē S⁰)

SO₂ + С  –^t°  S + СO₂

SO₂ + 2H₂S 3S + 2H₂O

Оксид серы VI

SO₃ (серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая жидкость, tпл. = 17C;tкип. = 66С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO₃ + H₂OH₂SO₄

ТвердыйSO₃ существует в трех модификациях. SO₃ хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

Получение

1)      

2SO₂ + O₂ ^{кат;450°C}  2SO₃

2)     

Fe₂(SO₄)₃  –^t° Fe₂O₃ + 3SO₃­

Химические свойства

1)     Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

SO₃ + H₂O H₂SO₄ H⁺+ HSO₄^- 2H⁺+ SO₄^2-

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):

2NaOH + SO₃ Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO₃ NaHSO₄

2)    SO₃ - сильный окислитель.

СЕРНАЯ КИСЛОТА

H₂SO₄

Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); = 1,84 г/см³; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; tпл. = 10,3C,tкип. = 296С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!

Производство серной кислоты

1-я стадия.Печь для обжига колчедана.

4FeS₂ + 11O₂ 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

Процесс гетерогенный:

1)     измельчение железного колчедана (пирита)

2)     метод "кипящего слоя"

3)     800С; отвод лишнего тепла

4)     увеличение концентрации кислорода в воздухе

2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450С – 500С; катализатор V₂O₅):

2SO₂ + O₂ 2SO₃

3-я стадия. Поглотительная башня:

nSO₃ + H₂SO₄(конц) (H₂SO₄ • nSO₃)(олеум)

Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.

Химические свойства

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^- 2H⁺+ SO₄^2-

Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:

K₂ = ([H⁺] • [SO₄^2-]) / [HSO₄^-] = 1,2 • 10^-2

1)     Взаимодействие с металлами:

a)     разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) Zn⁺²SO₄ + H₂O­

b)     концентрированнаяH₂⁺⁶SO₄ – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au,Pt) может восстанавливаться до S⁺⁴O₂,S⁰ илиH₂S^-2 (без нагревания не реагируют также Fe,Al,Cr - пассивируются):

2Ag⁰ + 2H₂⁺⁶SO₄ Ag₂⁺¹SO₄ + S⁺⁴O₂­ + 2H₂O

8Na⁰+ 5H₂⁺⁶SO₄ 4Na₂⁺¹SO₄ + H₂S^-2­ + 4H₂O

2)     концентрированнаяH₂S⁺⁶O₄реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например,S⁺⁴O₂):

С⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц) C⁺⁴O₂­ + 2S⁺⁴O₂­ + 2H₂O

S⁰+ 2H₂S⁺⁶O₄(конц) 3S⁺⁴O₂­ + 2H₂O

2P⁰+ 5H₂S⁺⁶O₄(конц) 5S⁺⁴O₂­ + 2H₃P⁺⁵O₄ + 2H₂O

3)     с основными оксидами:

CuO + H₂SO₄CuSO₄ + H₂O

CuO + 2H⁺Cu²⁺+H₂O

4)     с гидроксидами:

H₂SO₄ + 2NaOH  Na₂SO₄ + 2H₂O

H⁺+ OH^- H₂O

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ CuSO₄ + 2H₂O

2H⁺+ Cu(OH)₂ Cu²⁺+ 2H₂O

5)     обменные реакции с солями:

BaCl₂ + H₂SO₄BaSO₄ + 2HCl

Ba²⁺+SO₄^2-BaSO₄

Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

MgCO₃ + 2H⁺ Mg²⁺+ H₂O + CO₂­

Адрес публикации: https://www.prodlenka.org/metodicheskie-razrabotki/120711-obschaja-harakteristika-jelementov-vi-gruppy-