Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
ЗАГАЛЬНІ ВІДОМОСТІ ПРО ЕЛЕМЕНТИ - НЕМЕТАЛИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИСтр 1 из 7Следующая ⇒
ЗАГАЛЬНІ ВІДОМОСТІ ПРО ЕЛЕМЕНТИ - НЕМЕТАЛИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ Тема: П оложення неметалів в ПС. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ОКСИГЕНУ І СУЛЬФУРУ,ЇХ ВЛАСТИВОСТІ. АЛОТРОПІЯ. План: Історичні відомості. Електронна будова. Алотропія.Фізичні властивості. Хімічні властивості. Добування та застосування. Історичні відомості. Сірка відома людині з давніх-давен, застосовувалась для куріння під час релігійних обрядів. Вона входила до складу славнозвісного в історії стародавнього світу грецького вогню. Секретом його виготовлення володіли грецькі царі протягом чотирьох віків. У 941 р. під стінами Царграду було знищено флот київського князя Ігоря. Літописець, розповідаючи про цю подію, зазначає, що греки пускали вогонь, ніби блискавку на небі, яка спалювала воїнів Ігоря, через що вони не змогли подолати греків. Про найдавніше знайомство людини з сіркою свідчить і походження її назви (від санскритського[1] слова «сіра», що означає світло-жовтий).
Оксиген і Сульфур — елементи VI групи періодичної системи, входять до складу головної підгрупи. Електронна будова. Що ж видно з електронних формул Оксигену 1s22 s 2 2 p 4 і Сульфуру 1s22s22p63 s 2 3 p 4, які ви щойно записали? Вони показують, що в атомах Оксигену і Сульфуру на зовнішньому електронному шарі міститься по 6 електронів (див. підкреслене в електронних формулах) —п s 2 пр4. В атомах Оксигену ці 6 зовнішніх електронів розміщуються на орбіталях двох типів —s і р (одна s - і три p-орбіталі): 8O n=2 За рахунок двох неспарених p-електронів атом Оксигену, як правило, утворює два ковалентні зв'язки. При цьому він проявляє ступінь окиснення -2, наприклад Н2О-2, Fe2O-2, H2So4-2. У сполуках з найбільш електронегативним елементом — Флуором Оксиген виявляє позитивний ступінь окиснення, наприклад у фториді оксигену O+2F2-1 Існують сполуки, що містять зв'язок Оксиген—Оксиген (О—О), наприклад пероксид гідрогену Н2+1O2-1 або пероксид барію Ва+2O2-1. Ступінь окиснення Оксигену в таких сполуках дорівнює, як вважається, -1. На відміну від Оксигену, який міститься у другому періоді періодичної системи і електрони в його атомах розміщені на двох електронних шарах (а електрони другого шару—на s- і p-орбіталях), Сульфур міститься у третьому періоді. Це означає, що електрони в атомах Сульфуру розміщені на трьох електронних шарах, а електрони третього шару можуть розміщуватись на s-, р- і d-орбіталях (якщо атом перебуває у збудженому стані). Отже, на відміну від атома Оксигену атом Сульфуру (ізольований, хімічно не зв'язаний) на зовнішньому електронному шарі має вільні орбіталі, на які можуть переходити електрони під час збудження атома, коли із затратою деякої енергії відбувається розпаровування електронних пар для утворення хімічних зв'язків з іншими атомами. Таким чином, в атомі Сульфуру електрони на зовнішньому електронному шарі можуть розміщуватися так:
16S n=3 hjосновний стан атома 16S n=3
16S n=3
Атом Сульфуру, в якому є 2, 4 або 6 неспарених електронів, може виявляти у сполуках ступінь окиснення -2, +4, +6. Наприклад: H2S-2; S+4O2; S+6O3; H2S+6O4; Na2S+6O4. Атом Сульфуру порівняно з атомом Оксигену має більший радіус (чому?) і виявляє меншу елекгронегативність. ПОНЯТТЯ ПРО АЛОТРОПІЮ. ОЗОН 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 ; ДH =283,6 кДж. 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 (модифікаціями). Отже, кисень O2 і озон О3 —алотропні форми елемента Оксигену. Порівняння властивостей кисню O2 і озонe О3 засвідчує, що окисна активність озону вища, ніж кисню. Наприклад, вже за звичайних умов він окиснює багато які малоактивні прості речовини (срібло, ртуть тощо): 8 Ag +2 O 3 =4 Ag 2 O + O 2 Таблиця 1. Властивості кисню й озону
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. Озоновий шар відіграє значну роль у збереженні життя на нашій планеті. Він затримує найбільш згубну для людини, тварин і рослин частину ультрафіолетової радіації Сонця, яка спричинює онкологічні (ракові) захворювання шкіри. Окрім того, озоновий шар разом з вуглекислим газом СО2, поглинає інфрачервоне випромінювання[2] Землі і тим самим запобігає її охолодженню. Так озоновий шар забезпечує збереження життя на Землі. 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 Озон, що утворився, огортає Землю з усіх боків. Але молекули озону існують недовго. Відбувається зворотна реакція фотохімічного розкладу[3] озону, яка, власне, являє собою поглинання озоном фотонів: 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. Причиною техногенного[4] руйнування озонового шару є забруднення атмосфери оксидами нітрогену, наявність яких у 20 разів збільшує токсичність озону. Так, масове викидання в атмосферу вихлопних газів реактивних літаків, що містять оксиди нітрогену, руйнує озоновий шар. Окрім того, використання хлоро- і флуоровмісних речовин (фреонів) у холодильних машинах також спричинює руйнування озонового шару. Адже фреони, якщо потрапляють в атмосферу, реагують лише з озоном, бо відносно інших речовин вони інертні. Внаслідок цього над місцевістю може утворитися «озонова дірка». Над Україною (окрім південної частини) загальний вміст озону за останні 20 років зменшився на 6 %, і утворилася аномальна[5] зона. Вам про це слід пам'ятати! Особливо небезпечна «озонова дірка» влітку. У цей період дуже потерпають очі, тому треба користуватися сонцезахисними окулярами. Варто утримуватися і від загару, щоб не зашкодити шкірі. 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. 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). Різна будова кристалів ромбічної і моноклінної сірки зумовлює різні їхні фізичні властивості. 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 S 8, 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 S 8, 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
ОКСИДИ СУЛЬФУРУ
Сульфур утворює два кислотні оксиди: оксид сульфуру (IV) SO2 і оксид сульфуру(VІ) SO3. Різний кількісний склад молекул (і різна їхня будова) зумовлюють відмінні властивості цих речовин.
Оксид сульфуру (І V ) SO 2 (діоксид сульфуру, сірчистий газ) —це безбарвний важкий газ (у 2,2 раза важчий за повітря), з різким запахом, що викликає кашель. Негорючий. Дуже легко розчиняється у воді ( в 1л води при 20 °С розчиняється 43 л SO2 ). Поряд з «фізичним» розчиненням одночасно відбувається хімічна взаємодія Невеликої частини молекул оксиду сульфуру (ІV) SO2 з водою, внаслідок чого утворюється сульфітна кислота:
Сульфітна кислота Н2SO3 —дуже нетривка сполука. Існує тільки у водних розчинах. За спроб виділити її розкладається на оксид сульфуру (ІV) і воду. Легко поглинає з повітря кисень і повільно окиснюється у сульфатну кислоту:
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4
Сульфітна кислота Н2SO3 двохосновна. Належить до кислот середньої сили. У водному розчині дисоціює ступінчасте, в основному за першим ступенем:
гідросульфіт-іон
сульфіт-іон
За другим ступенем дисоціація відбувається незначною мірою.
Як двохосновна сульфітна кислота Н2SO3 може утворювати два ряди солей:
а) середні солі —сульфіти і б) кислі солі — гідросульфіти (продукти неповного заміщення Гідрогену кислоти на метал).
Якщо в розчин їдкого натру NаОН пропускати сірчистий газ SO2, то залежно від співвідношення речовин, що реагують, утвориться або середня, або кисла сіль:
NаОН + SО2 = NаНSO3
1 моль 1 моль гідросульфіт натрію
2 N аОН+ SO 2 = Nа2SO3 +H2O
2 моль 1 моль сульфіт натрію
Це слід брати до уваги під час виконання дослідів та розв'язування задач.
Усі сульфіти—нерозчинні солі, за винятком сульфітів лужних металів і амонію.
Добування. Оксид сульфуру (IV) добувають спалюванням сірки, а також як побічний продукт випалювання сульфідних руд кольорових металів, наприклад:
S + O2 = SO2
2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2
У лабораторних умовах оксид сульфуру (IV) добувають дією кислот на сульфіти. При цьому замість нетривкої сульфітної кислоти виділяється оксид сульфуру (ІV):
H2O SO2
Застосування. Найважливіша галузь застосування оксиду сульфуру (ІV) SO2 - це виробництво сульфатної кислоти H2SO4. Його використовують також у виробництві сульфітів і гідросульфітів. Сірчистий газ SO2 здатний знищувати мікроорганізми і шкідників сільськогосподарських культур, тому його використовують для обкурювання овочесховищ і з метою перевезення ягід і фруктів. Сірчистий газ знебарвлює багато природних фарб, тому з його допомогою вибілюють солому, шовк, вовну та інші матеріали. Застосовують його також для консервування фруктів і ягід та як дезінфікувальний засіб (для знищення плісені у підвалах, льохах, винних бочках, бродильних чанах).
Фізіологічна дія. Оксид сульфуру (IV) SO2 токсичний. Невелика концентрація його у повітрі викликає подразнення слизових оболонок дихальних органів і очей. Тривала дія навіть малих концентрацій оксиду сульфуру (IV) призводить до виникнення у людини бронхіту, гастриту та інших хвороб, у тому числі, можливо, й раку легенів. Оксид сульфуру (ІV) SO2 вважається найнебезпечнішим для здоров'я людини, оскільки викликає загальне ослаблення організму і у поєднанні з іншими забрудниками спричинює скорочення середньої тривалості життя.
Вплив на навколишнє середовище. Діоксид сульфуру SO2 один з основних забрудників повітря, він отруює навколишнє середовище.
Звідки ж береться діоксид сульфуру SO2 у повітрі?
Природним джерелом SO2 є окиснення сірководню Н2S атмосферним киснем й озоном:
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
H2S + O3 = SO2 + H2O
Основними антропогенними джерелами діоксиду сульфуру SO2 є спалювання палива, виплавляння металів (димові гази), робота автомобільного транспорту (вихлопні гази).
Діоксид сульфуру SO2, потрапляючи у повітря, викликає утворення «кислотних дощів», шкідливих для усього живого.
Як же утворюються «кислотні дощі»?
В атмосфері діоксид сульфуру SO2 під впливом незначних кількостей розпорошених металів та їхніх солей (в основному Fе і Мn) окиснюється до триоксиду сульфуру SO3:
який взаємодіє з краплинами вологи, утворюючи сторонню для повітря речовину —сульфатну кислоту:
SO3 + H2O = H2SO4
Аналогічним чином роблять свій «внесок» у появу «кислотних дощів» й оксиди нітрогену:
2NO + O2 = 2NO2
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
Кислотні опади (дощ, град, сніг тощо) негативно впливають на водні екосистеми, на ріст дерев та сільськогосподарських культур. Вплив кислотних опадів на живі організми, у тому числі на людину, ще недостатньо вивчений. Проте відомо, що в умовах забруднення атмосфери (димовими газами, що утворюються у процесі спалювання палива, або відхідними газами переробки сульфуровмісної сировини чи викидами металургійних підприємств) не слід ходити під дощем з непокритою головою (це може стати причиною випадання волосся).
Оксид сульфуру ( V І) SO3 (триоксид сульфуру) — безбарвна рідина, яка за температури, нижчої від 17 °С, кристалізується, перетворюючись на довгі шовковисті кристали. Дуже летка речовина, сильний окисник. Токсичний, уражує
слизові оболонки й дихальні шляхи, викликає тяжкі опіки шкіри, енергійно руйнує органічні сполуки. Зберігають його у запаяних скляних посудинах.
Оксид сульфуру(VІ) на повітрі димить, бурхливо взаємодіє з водою з виділенням великої кількості теплоти, утворюючи сульфатну кислоту:
SO3 + H2O = H2SO4
Він може навіть вбирати вологу з повітря, утворюючи білий туман, що складається з найдрібніших краплинок сульфатної кислоти.
Оксид сульфуру (VІ) розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті Н2SO4, і цей розчин називається олеумом.
Добувають оксид сульфуру (VІ) у результаті окиснення SO2 киснем повітря (напишіть рівняння реакції).
За звичайних умов ця реакція відбувається дуже повільно. Значно швидше і легше вона відбувається за температури
450—600 °С і за наявності каталізатора оксиду ванадію (V) V2O5.
Застосовується оксид сульфуру (VІ) SO3 у виробництві сульфатної кислоти H2SO4. У лабораторній практиці він використовується як водовбирний засіб.
СУЛЬФАТНА КИСЛОТА
Сульфатна кислота H2SO4 (безводна, 100 %-ва) —важка безбарвна оліїста рідина. Густина її концентрованого розчину (w(H2SO4) == 98 %) за звичайних умов 1,84 г/см3. Вона нелетка, запаху не має. Надзвичайно гігроскопічна. Активно вбирає вологу. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. Розчинення сульфатної кислоти у воді супроводжується виділенням великої кількості теплоти, що може призвести до закипання води і розбризкування кислоти.
Сульфатна кислота—їдка рідина, тому треба остерігатись, щоб вона не потрапила на шкіру й одяг. А якщо це сталося, треба швидко змити її великою кількістю води, після чого нейтралізувати розчином соди і знову змити водою.
Пам'ятайте таке правило:
не можна воду доливати до концентрованої сульфатної кислоти! Для розбавляння кислоту треба доливати до води невеликими порціями.
Хімічні властивості сульфатної кислоти багато в чому залежать від її концентрації. В лабораторіях та промисловості використовують розбавлену і концентровану сульфатну кислоту, хоча такий поділ дещо умовний.
Розбавлена сульфатна кислота виявляє всі хімічні властивості, характерні для кислот.
1. Дисоціація кислоти. Сульфатна кислота двохосновна, належить до сильних кислот. У водних розчинах вона дисоціює на йони за двома ступенями (за першим — практично повністю):
Ось чому в процесі нейтралізації розчинів сульфатної кислоти H2SO4 утворюються два ряди солей: середні солі — сульфати і кислі солі —гідросульфати.
2. Взаємодія з основами. Якщо у пробірку з розбавленою сульфатною кислотою добавити дві-три краплі фіолетового лакмусу, розчин набуває червоного забарвлення (кисле середовище). Потім у цю пробірку доливатимемо краплями розчин гідроксиду натрію доти, доки вміст пробірки набуде фіолетового забарвлення (нейтральне середовище):
2NаОН + Н2SO4 = Nа2SO4 + 2Н2O
сульфат натрію
Якщо ж розчину лугу NаОН не вистачає для нейтралізації усієї кислоти, то сіль, що утворюється, буде кислою:
NаОН + Н2SO4 = NаНSO4 + H2O
гідросульфат
натрію
Отже, гідросульфати утворюються тоді, коли кислота береться у надлишку.
Більшість сульфатів добре розчиняються у воді. Малорозчинним є сульфат кальцію СаSO4, ще менше розчиняється сульфат плюмбуму РbSO4 і практично нерозчинним є сульфат барію ВаSO4 (див. таблицю розчинності).
3. Взаємодія з оксидами металів. Сульфатна кислота реагує з оснбвними та амфотерними оксидами, утворюючи солі, наприклад:
МgО + Н2SO4 = МgSO4 + Н2О
ZnO + Н2SO4 = ZnSO4 + H2O
4. Взаємодія з солями. Сульфатна кислота сильна і нелетка, одна з найстійкіших із відомих мінеральних кислот. Вона може вступати в реакцію обміну з солями, утвореними слабкішими або леткими кислотами і навіть сильними кислотами, якщо вони менш стійкі:
Na2СО3 + Н2SO4 = NаSO4 + СО+ Н2О
2КNО3 + Н2SO4 = К2SO4 + 2НNО3
2КСlO4 + Н2SO4 = К2SO4 + 2НС1O4
ВаСІ2 + Н2SO4 = ВаSO4¯ + 2НС1
Останнє рівняння відображує якісну реакцію на кислоту та її солі, бо утворюється нерозчинний у воді сульфат барію ВаSO4.
Сульфатна кислота може взаємодіяти із своїми солями — сульфатами. При цьому середні солі — сульфати перетворюються на кислі солі — гідросульфати:
Na2SO4+H2SO4=2NaHSO4
Лабораторна робота 2
ЗАГАЛЬНІ ВІДОМОСТІ ПРО ЕЛЕМЕНТИ - НЕМЕТАЛИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ
Тема: П оложення неметалів в ПС. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ОКСИГЕНУ І СУЛЬФУРУ,ЇХ ВЛАСТИВОСТІ. АЛОТРОПІЯ.
План:
Історичні відомості.
Електронна будова.
Последнее изменение этой страницы: 2019-06-19; Просмотров: 108; Нарушение авторского права страницы