ЗАГАЛЬНІ ВІДОМОСТІ ПРО ЕЛЕМЕНТИ - НЕМЕТАЛИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ

Стр 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

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

Властивості простих речовин	Прості речовини
Властивості простих речовин	Кисень	озон
Агрегатний стан за звичайних умов	Газ	Газ
Колір	Безбарвний	Синій
Запах	Без запаху	Різкий, своєрідний
Розчинність (у 100 об’ємах Н₂О при 20⁰С)	3 об’єми	49 об’ємів
Густина газу за н.у.	1,43 г/л	2,14 г/л
Температура кипіння	-193⁰С	-112⁰С
Температура плавлення	-219⁰С	-192⁰С
Фізіологічна дія	Неотруйний	Дуже отруйний
Хімічні властивості	Окисник	Дуже сильний окисник
Реакційна здатність	Висока	Жуже висока

Підвищена окисна здатність озону (порівняно з киснем) пояснюється низькою енергією відриву атома Оксигену від молекули озону О_з, 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 СS_2, 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:

SO₂ + H₂O Н₂SO₃

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:

І ступінь Н₂SO₃ H⁺ + HSO^-₃

гідросульфіт-іон

ІІ ступінь НSO^-₃ H⁺ + HSO^2-₃

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):

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SO₃

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 SO₂у 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:

2SO₂ + O₂ 2SO₃,

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):

І ступінь Н₂SO₄ H⁺+ HSO₄^- — гідросульфат-іон

II ступінь НSO₄^- H++SO₄^2- — сульфат-іон

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.

12 3 4 5 6 7 Следующая ⇒