Материал: Альонкіна К. В., Сотниченко Т. Д Хімія. Підготовка до ЗНО

тема 9. оксиген і сульфуР

Хімічні властивості кисню й озону

Взаємодія кисню з металами

Молекулярний кисень — досить сильний окисник. Він окиснює практично всі метали (окрім золота й платини). Багато металів повільно окиснюються на повітрі, але в атмосфері чистого кисню згорають дуже швидко, при цьому утворюється оксид:

2Mg + O2 → MgO,

4Al +3O2 → Al2O3.

Однак деякі метали при горінні утворюють не оксиди, а пероксиди (у таких сполуках ступінь окиснення Оксигену дорівнює –1) або надпероксиди (ступінь окиснення атома Оксигену — дробова). Прикладом таких металів можуть бути барій, натрій та калій:

Ba + O2 → BaO2,

2Na + O2 → Na2O2,

K + O2 → KO2.

Взаємодія кисню з неметалами

Оксиген проявляє ступінь окиснення –2 в сполуках, які утворені з усіма неметалами, окрім Флуору, Гелію, Неону та Аргону. Молекули кисню при нагріванні безпосередньо вступають у взаємодію з усіма неметалами, окрім галогенів та інертних газів. В атмосфері кисню самозаймається фосфор та деякі інші неметали:

60

www.e-ranok.com.ua

тема 9. оксиген і сульфуР

4P +5O2 →2P2O5,

C + O2 → CO2 ↑.

При взаємодії кисню із фтором утворюється оксиген фторид, а не фтор оксид, оскільки атом Фтору має більшу електронегативність, аніж атом Оксигену. Оксиген фторид — це газ блідо-жовтого кольору. Його використовують як дуже сильний окисник та фторувальний агент. У цій сполуці ступінь окиснення Оксигену дорівнює +2.

O2 +2F2 →2OF2.

У надлишку фтору може утворюватися диоксиген дифторид, в якому ступінь окиснення Оксигену дорівнює +1. За будовою така молекула схожа на молекулу гідроген пероксиду.

O2 + F2 → O2F2.

Взаємодія кисню зі складними речовинами

За певних умов кисень вступає у взаємодію з багатьма складними речовинами. При цьому утворюються оксиди елементів або прості речовини, утворені цими елементами:

C2H5OH +3O2 →2CO2 ↑ + 3H2O,

4NH3 +3O2 Cr2O3→6H2O +2N2 ↑.

Кисень може вступати у взаємодію з оксидами, в яких елементи перебувають не у вищих ступенях окиснення:

2CO + O2 → 2CO2 ↑,

P2O3 + O2 → P2O5.

хімічні властивості озону

Озон є більш сильним окисником, аніж молекулярний кисень. Майже всі реакції, які проходять під дією кисню, проходять також з озоном, але при цьому реакція протікає швидше й виділяється більша кількість енергії. Багато речовин під дією озону займаються:

3C + 2O3 → 3CO2 ↑,

2Fe + O3 → Fe2O3,

3C2H2 +5O3 →6CO2 ↑ + 3H2O .

При взаємодії калію з озоном утворюється озонід (сполука йонного типу):

K + O3 → KO3.

методи добування кисню

Кисень зазвичай добувають у лабораторіях електролізом слабкого водного розчину натрій гідроксиду (електроди нікельовані):

2H2O електроліз→2H2 ↑ +O2 ↑.

Кисень можна добути термічним розкладанням багатих на Оксиген сполук (хлоратів, перманганатів, нітратів, пероксидів, оксидів):

2KClO3 t, MnO2→2KCl +3O2 ↑,

2KMnO4 t→K2MnO4 + O2 ↑ +MnO2,

61

www.e-ranok.com.ua

тема 9. оксиген і сульфуР

2KNO3 t→2KNO2 + O2 ↑,

2BaO2 t→2BaO + O2 ↑,

2HgO t→2Hg + O2 ↑.

Упромисловості кисень добувають із рідкого повітря. Спочатку повітря охолоджують до –200 °С,

апотім поступово нагрівають. При –196 °С випаровується азот, і залишається рідкий кисень.

Кисень використовують усі аеробні живі істоти для дихання. У процесі фотосинтезу рослини виділяють кисень і поглинають вуглекислий газ.

Молекулярний кисень застосовують для так званої інтенсифікації, тобто прискорення окисних процесів у металургійній промисловості. А ще кисень використовують для добування полум’я з високою температурою. При горінні ацетилену (C2H2 ) в кисні температура полум’я сягає +3500 °С. У медицині кисень застосовують для полегшення дихання хворих. Його також використовують у дихальних апаратах для роботи людей у важкій для дихання атмосфері. Рідкий кисень застосовують як окисник ракетного палива.

Озон використовують у лабораторній практиці як дуже сильний окисник. У промисловості з його допомогою дезінфікують воду, оскільки йому притаманна сильна окисна дія, яка знищує різні мікроорганізми.

Пероксиди, надпероксиди та озоніди лужних металів застосовують для регенерації кисню в космічних кораблях та на підводних човнах. Таке застосування засноване на реакції цих речовин з вуглекислим газом CO2:

2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2 ↑,

4KO3 + 2CO2 → 2K2CO3 +5O2 ↑.

Атоми Сульфуру, так само, як і Оксигену, можуть утворювати різні алотропні модифікації (S∞ ; S12;

S8; S6; S2 та інші).

Усі модифікації сірки не розчиняються у воді, зате досить добре розчиняються в сірковуглеці (CS2 ) та деяких інших неполярних розчинниках.

Хімічні властивості сірки

Взаємодія сірки з металами

Проста речовина сірка при нагріванні взаємодіє практично з усіма металами, за винятком золота, іридію та платини. При цьому утворюються сульфіди відповідних металів. У сульфідах ступінь окиснення Сульфуру дорівнює –2:

Hg + S → HgS,

2Na + S → Na2S,

2Al +3S →t Al2S3 .

Взаємодія сірки з неметалами

Під час нагрівання сірка реагує з багатьма неметалами. При горінні на повітрі утворюється сульфур(IV) оксид:

S + O2 → SO2 ↑.

62

www.e-ranok.com.ua

тема 9. оксиген і сульфуР

При нагріванні сірки в потоці водню утворюється сірководень. У сірководні Сульфур перебуває в ступені окиснення –2. Такий самий ступінь окиснення Сульфур проявляє й у сірковуглеці, який утворюється при взаємодії сірки й вуглецю:

S+ H2 → H2S ↑,

S + C → CS2,

S +3F2 → SF6.

Застосування сірки

Головний продукт сірчаної промисловості — це сульфатна кислота. На її виробництво припадає близько 60% сірки, яку видобувають. У гумотехнічній промисловості сірку використовують для перетворення каучуку у високоякісну гуму, тобто для вулканізації каучуку. Сірка — найважливіший компонент будь-яких піротехнічних сумішей. Наприклад, у сірникових головках міститься близько 5%, а в намазці на коробці — близько 20% сірки за масою. У сільському господарстві сірку використовують для боротьби зі шкідниками виноградників. У медицині сірку застосовують при виготовленні різних мазей для лікування шкірних захворювань.

Оксиди Сульфуру

фізичні властивості оксидів Сульфуру

Сульфур(IV) оксид, або сульфур діоксид, або сірчистий ангідрид, — це безбарвний газ із характерним різким запахом. Саме він створює запах при згоранні сірників. При температурі –10 °С він скраплюється в безбарвну рідину, а при температурі –75 °С кристалізується. Добре розчиняється у воді: до 40 об’ємів газу в одному об’ємі води. Змішується з етером, бензолом та сірковуглецем у необмежених співвідношеннях.

Сульфур(VІ)оксид,абосульфуртриоксид,абосірчанийангідрид,утворюєкількаалотропнихмодифікацій. Одна з них, γ SO3 ,являє собою безбарвну рідину, з температурою кипіння +45 °С та температурою кристалізації –17 °С. У твердому стані ця модифікація схожа на лід. Інша модифікація — α SO3 — кристалічна речовина, схожа на азбест, що плавиться при температурі +40 °С. Необмежено розчиняється у воді. Добре розчиняється в сульфатній кислоті. Розчин сульфур триоксиду в сульфатній кислоті називають олеумом.

хімічні властивості оксидів Сульфуру реакції без зміни ступеня окиснення

Ангідриди кислот — це речовини, які при взаємодії з водою утворюють відповідну кислоту. Таким чином, SO2 та SO3 — це ангідриди сульфітної та сульфатної кислот, відповідно:

SO2 + H2O → H2SO3 ,

SO3 + H2O → H2SO4.

Обидві речовини є кислотними оксидами, тобто реагують із основами:

SO2 +2NaOH → Na2SO3 + H2O,

SO2 + Na2SO3 + H2O →2NaHSO3 .

З основними оксидами:

Li2O + SO2 = Li2SO3.

63

www.e-ranok.com.ua

тема 9. оксиген і сульфуР

При розчиненні SO3 у сульфатній кислоті утворюється олеум:

H2SO4 + SO3 → H2S2O7 .

Олеум — це важливий продукт хімічної промисловості. Його використовують у виробництві лакофарбових та гумотехнічних виробів, для очищення нафти.

Сульфатна кислота

Структурна формула сульфатної кислоти має такий вигляд:

HO O

S

HO O

фізичні властивості сульфатної кислоти

Сульфатнакислота—цебезбарвна,важка,маслянистарідина,яказамерзаєпритемпературі+10°С, а кипить при температурі +296 °С (кипить 98,3% розчин, а надлишок сульфатної кислоти розкладається на сульфатний ангідрид та воду). Густина сульфатної кислоти при +20 °С дорівнює 1,84 г/см3. 100% сульфатна кислота майже не проводить електричний струм. 95%-й розчин сульфатної кислоти кристалізується при більш низькій температурі: –20 °С.

Ця сполука дуже гігроскопічна, тобто здатна поглинати вологу з навколишнього середовища. При цьому виділяється велика кількість теплової енергії. Якщо долити воду до сульфатної кисло - ти, може виділитися стільки енергії, що кислота закипить і почне розбризкуватися навсібіч, тому для того, щоб розвести концентровану сульфатну кислоту, слід кислоту додавати невеликими по - рціями до води.

Сульфатна кислота здатна розчиняти близько 65% сульфатного ангідриду SO3. При цьому утворюється олеум.

хімічні властивості сульфатної кислоти

Сульфатна кислота є дуже сильним окисником. У розведених розчинах окиснення проходить за рахунок йона Гідрогену, а в концентрованих розчинах — за рахунок атома Сульфуру(VI).

Кислотні властивості сульфатної кислоти

Сульфатна кислота — це одна з найсильніших кислот. У розведених розчинах вона являє собою двохосновну кислоту, яка піддається дисоціації за такою схемою:

H2SO4 H+ +HSO4−

HSO4− H+ +SO24−

H2SO4 2H+ +SO24−.

Сульфатна кислота, так само, як і сульфітна, утворює два ряди солей. До них належать сульфати (наприклад, BaSO4 — барій сульфат) та гідрогенсульфати (NaHSO4 — натрій гідрогенсульфат). Сульфатна кислота енергійно реагує з різними основами й основними оксидами, при цьому утворюються сульфати:

3H2SO4 + 2Fe(OH)3 → Fe2 (SO4 )3 + 3H2O,

H2SO4 + 2NH3 → (NH4 )2 SO4 , ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O .

64

www.e-ranok.com.ua