Лекция №25. S, O 2 va группа неметаллов - davaiknam.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
страница 1
Похожие работы
Название работы Кол-во страниц Размер
Лекция 1 курс бакалавры вечер второй семестр группа 1б-эф103 > группа... 1 63.66kb.
Лекция №1 2 Лекция №2 8 Лекция №3. 13 Лекция №4 14 Лекция №24 Лекция... 1 316.74kb.
Лекция сп(1) вечер 2 семестр группа фб-мн104> 25. 02. 2013 Понедельник... 1 97.12kb.
234 группа (21 чел.) 1 54.27kb.
Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV-VII групп в связи... 1 42.22kb.
Лекция по теоретическим и практическим основам человекоцентрированного... 1 21kb.
Лекция и традиционный семинар 1 98.53kb.
Задания а 9 (гиа 2012 г) Химические свойства простых веществ: металлов... 1 105.21kb.
Лекция 4 Фармакотерапия язвенной болезн 1 118.55kb.
Лекция N2: Система прерывания программ. Таймер, интервальный таймер. 4 621.9kb.
Лекция 2 Возникновение волны. Группа волн 1 91.85kb.
I a II a группы Сравнительная хар-ка элементов 1 12.52kb.
Направления изучения представлений о справедливости 1 202.17kb.

Лекция №25. S, O 2 va группа неметаллов - страница №1/1

ЛЕКЦИЯ №25.

S, O2


VA группа неметаллов.

Общая характеристика. Кислород. Сера. Оксиды серы. Сероводород. Получение, свойства.

Кислород


O, S, Se, Te, Po – халькогены (образующие руды)

Характерные степени окисления и важнейшие соединения:

Рассматриваются H2O и H2O2, т.к. при рассмотрении всех элементов рассматривались их взаимодействия с О2.



Н2О – степень окисления О–2

Н2О2 – степень окисления О

Природные ресурсы

О2 – наиболее распространенный элемент, его соединения в земной коре составляет 47,0 % (масс) или 55 % (ат.). Находится в Н2О; SiO2; силикатах и алюмосиликатах. В свободном состоянии О2 находится в воздухе 20,99 % (об.) или 23 % (масс.). В верхних слоях находится О3 – озон ~ 25 км.

О2О3 под действием ультрафиолетового излучения Солнца. Озоновый слой задерживает солнечное излучение, длительное воздействие которого смертельно для всех организмов.

Получение

1) в промышленности О2 получают из жидкого воздуха.

Иногда электролизом Н2О.



2) в лаборатории – разложением

а)

б) нитратов щелочных металлов



3) бертолет. соли:



Стальные баллоны

4)

Свойства


О2 – бесцветный газ. Жидкий имеет голубую окраску.

tпл – 219˚С

tкип – 183˚С

О3 – озон – синий газ, твердый, черный, ядовит, получают в озонаторах или по реакциям:



Электронное строение



О2 отличается от других элементов IVА группы, т.к. не имеет высшую степень окисления. Это обусловлено тем, что в вал. электронном слое атома кислорода нет d-орбиталей.

О2 – образует водород связи в Н2О, спиртах и т.д.

Н3О+ – ион гидроксония существует благодаря донорно-акцепторному механизму.

О2 по реакционной способности уступает только галогенам. Образует химические соединения со всеми элементами. (кроме He, Ne и Ar).

Кислород образует 4 типа соединений: оксиды, пероксиды – ОО – ; надпероксиды, где О2 и озониды О3. Ионы О2 и О3 модно рассматривать как О2 и О3 присоединившие электрон.



Оксиды делят на

основные (Na2O, MgO)

солеобразующие



кислотные (SO2, NO)

и несолеобразующие (CO, NO)



и т.д.

Н2О – вода

Сложное вещество, оксид водорода.

Наиболее распространенная в природе жидкость.

Вода – аномальная жидкость, она имеет ряд особенностей: это малый размер молекул Н2О и действующими между ними сильными водороднымя связями. При 25˚С и 101 кПа не существует ни одного жидкого соединения, молекулы которого были бы меньше или равны по размеру (и массе) Н2О.

Н2О имеет угловое строение.

Только у молекулы Н2О число неподеленных электронных пар (две) равно числу атомов водорода и поэтому возможно образование тетраэдрической структуры льда.

Лед – твердое вещество, жидкость, пар.

Химические свойства

1) с щелочами и щелочноземел., а при t˚ с др. Me:

2) с галогенами:



3) с оксидами:



4) с солями:



5) с гидридами активных Me:



6) вода слабый электролит:



Н2О2 – пероксид (перекись водорода)

Получение

1) в промышленности:

электрохимическое окисление

H2SO4

2) в лаборатории:





H2O2 легко разлагается:

Обычно 30-33 % раствор используется и называется пергидролем.

Строение НООН.

Н2О2 проявляет окислительные и восстановительные свойства.



Н2О2 – является очень слабой кислотой

К = 1,4 · 10–12

Пероксиды можно считать солями перекиси (Na2O2, BaO2 и т.д.)

Применение

Более половины получаемого О2 расходуется в черной металлургии для интенсификации выплавки чугуна и стали. В смеси с ацетиленом О2 используется для сварки и резки металлов (t° – 3200°C).

Жидкий О2 используется в ракетах.



Н2О2 используется в качестве окислителя (отбеливание тканей, дезинфекция, антисептик).

Озон – для обеззараживания питьевой воды и в органическом синтезе.


Сера


Характерные степени окисления и важнейшие соединения:

2 (H2S и сульфиды, тиосульфат Na Na2S2O3·5H2O)



+ 4 (SO2, H2SO3 – сульфиты (соли))

+ 6 (H2SO4, сульфаты (соли) пиросерная кислота H2S2O7, пероксодисерная кислота H2S2O8)

Природные ресурсы:

Соединение S в земной коре – 5·10–2 %, в мировом океане её – 9·10–2 %. Встречается в больших количествах самородная сера. К важнейшим природным соединениям S относятся сульфаты.



Na2SO4·10H2O – мирабилит

CaSO4·2H2O – гипс

FeS2 – пирит

PbS – галенит

ZnS – сфалерит

FeS2, PbS, ZnS – сульфиды и полисульфиды

Получение

Поскольку S встречается в больших количествах в самородном виде, то получение её сводится к отделению её от пустой породы. Это достигается выплавлением её с помощью горячей воды (при > 119°С и давлении) в автоклавах.

S получают также из газов – H2S и SO2 (природные газы используются при обжиге сульфидных руд.)

Серу высокой чистоты получают перекристаллизацией из раствора серы в сероуглероде.

Свойства

Сера существует в нескольких аллотропных формах. При комнатной температуре стабильна желтая ромбическая сера (α – сера).

В интервале от 95,4°С до 119,3°С (tпл) устойчива моноклинная сера (β – сера). Окраска у неё бледнее, чем у ромбической. Модификации α и β серы состоят из молекул S8, которые имеют циклическое «зубчатое» строение.

Известны и другие формы серы (пурпурная), получается при быстрой конденсации паров серы на поверхности, охлаждаемой жидким азотом. При t˚кип пар серы содержит 59 % S8:

34 % S6; 4 % S4; 3 % S2.

Конфигурация внешних электронных оболочек S – 3s2p4.

Благодаря наличию свободных d-орбиталей степень окисления серы меняется от – 2 до + 6.

Координационные числа обычно = 4. (sp3 – гибридизация), но бывает и 6.

1) при комнатной t˚ S реагирует с F2; Hg и Ag.

при t˚ со многими веществами.

2) Отличие серы от О2 весьма значительно S м.б. и окислителем и восстановителем.



S – более слабый окислитель, чем O2, т.к. она окисляется самим О2.

Соединения

3) с Н2 сера образует ряд соединений, важнейшим из которых является H2S.

H2S



в лаборатории получают в аппарате Киппа:



Но это не чистый H2S, т.к. FeS – пирит всегда содержит ряд примесей As, Si и т.д.

Чаще получают гилролизом Al2S3, приготовленного из чистого Al и S.

H2S – газ с неприятным запахом, tпл = – 86˚С, tкип = – 60˚С.

Ядовит. Молекула H2S имеет угловую форму.





H2S – сильный восстановитель.

а) на воздухе H2S горит:



б) в растворе медленно окисляется О2 воздуха:



в) реагирует H2S со многими окислителями, при этом образуется свобод. S или SO42–:



в воде H2S растворим хорошо, в растворе это слабая кислота.

Соли называются сульфидами. Многие сульфиды ярко окрашены. В воде растворимы только сульфиды щелочных металлов и аммония. Известны также их гидросульфиды: NaHS; Ca(HS)2.

Они нестойкие, поддаются гидролизу до конца.

Не растворимые в воде сульфиды (FeS, MnS, ZnS и др.) растворяются в растворах кислот, не являющихся окислителями, кроме CuS, PbS и HgS (они растворяются в царской водке или HNO3 концентрированной).

Сульфиды образуются и при взаимодействии Me с S и при восстановлении сульфатов углем при t˚.



Так как S образует гомеоцепи, то и сульфиды стремятся к образованию полисульфидов водорода или сульфанов и полисульфидов активных Me.



Na2Sn

n = 2 – 8, n = 9 только (NH4)2S9

Их можно рассматривать как пероксиды.

Для полисульфатов характерны окислительные и восстановительные свойства.

H2S2 – дисульфид H2 слабее, чем H2O2

FeS2 – пирит встречается очень часто.

Соединения S с O2

(SO2 и SO3)

SO2 – оксид серы (IV)

Получение

1) сжиганием элемент. серы или обжигом пирита FeS2:





SO2 направляется в производство H2SO4

Много SO2 выделяют работающие на каменном угле электростанции. SO2 загрязняет атмосферу, может быть использован для получения H2SO4.

2) в лаборатории:



SO2 – бесцветный газ с удушливым запахом, легко превращаемый в жидкость, tпл – 75˚С, tкип – 10˚С. Ядовит. Молекула SO2 имеет угловое строение.

SO2 хорошо растворим в воде, образуется H2SO3

возможны 2 структуры:

Соли – сульфиты Na2SO3, гидросульфиты NaHSO3.

Для SO2 и H2SO3 и её солей характерны восстановительные свойства.



Поскольку сера в H2SO3 имеет промежуточную степень +4 возможны процессы восстановления.



При t°





H2S2O3 – тиосерная кислота

При комнатной t° разлагается:



Тиосульфаты соли.



H2SnO6 (n > 2) политионовые кислоты

Эти кислоты образуются в качестве промежуточных продуктов при взаимодействии H2SO3 с H2S.

SO3 оксид серы (IV)

получают каталитическим окислением SO2 кислородом воздуха при 500°С





kat Pt, теперь V2O5 + Na2O + SiO2

SO3 – летучая жидкость, tкип – 44,8°С

Известно несколько кристаллических форм SO3. При хранении образуется β-SO3 в виде длинных блестящих, как шелковые нити игольчатых кристаллов. Это вещество способно полимеризоваться благодаря донорно-акцепторному механизму связей.



В жидком состоянии образуется циклический тример: из молекул которого состоит α-форма SO3 (tпл 17°С) легко образующая стекловидную фазу.

Другие кристаллические формы SO3 имеют форму зигзага:

Это β форма, γ или δ

При t° выше 600°С SO3 разлагается:



SO3 бурно реагирует с водой, образуя H2SO4.

Соли – сульфаты.

Получение H2SO4 из SO3 является основным методом производства H2SO4 (контактный метод). В промышленности SO3 направляют для поглощения не в воду, а в конц. H2SO4.

Раствор SO3 в H2SO4 имеет техническое название «олеум» (масло).

В промышленности производят олеум содержащий 20-65% SO3.

Для получения конц. H2SO4 олеум смешивают с H2SO4, содержащей некоторое количество H2O. Контактным методом обычно получают 92,5% H2SO4.

Реактивная кислота содержит ~ 95% H2SO4.

Иногда применяемая 100% H2SO4 имеет техническое название моногидрат (H2SO4 = SO3·H2O)



H2SO4 – вязкая жидкость, tпл = 10°С; tкип = 340°С.

H2SO4 весьма реакционно-способное вещество, дает тяжелые ожоги.

«Не плюй в кислоту».

H2O нельзя наливать в кислоту, т.к. происходит бурное, похожее на взрыв, вскипание жидкости, сопровождаемое разбрызгиванием.

H2SO4 – сильная кислота, образует гидраты из-за сильного водоотнимающего действия CaSO4·2H2O.

H2SO4 – является сильным окислителем, проведение реакций требует t°, обычно образуется SO2.

хол. H2SO4 пассивирует железо.

При t° сульфаты разлагаются на SO3.

Na2SO4 не разлагается даже при 1000°С, CuSO4 при 650°С

При t° гидросульфатов NaHSO4 образуются пиросульфаты:





H2S2O7 – пиросерная кислота

(HO)O2SOSO2(OH)





H2SO5

H2S2O8

Свойства H2SO4

1) Обугливает органические вещества.

2) Окислительные свойства



3) с металлами, стоящими после Н+



4) с активными Me смесь продуктов



на холоду пассивирует Fe, Al, Cr.

при t˚ все кроме Au и Pt.

Применение

Элементарную серу применяют для получения H2SO4, вулканизации каучука.

H2SO4 – один из важнейших продуктов химической промышленности.

Млн. тонн ежегодно.



Используется в производстве фосфорных удобрений, для очистки нефтепродуктов (от сернистых соединений), в гидрометаллургии.

NaHSO3 и NH4HSO3 применяют в целлюлозной промышленности.

Na2S2O4·2H2O (дитионит Na)– восстановитель при крашении тканей.

Na2SO4 – для получения стекла.

SOCl2 (хлористый тионил) и SO2Cl2 (хлоритсый сульфурил) → в органическом синтезе.

Na2S2O3 – фиксат в фотографии и т.д.




Будь люди по-настоящему велики, на свете было бы много места. Станислав Ежи Лец
ещё >>