ЧАСТЬ И

ОБЩАЯ ХИМИЯ

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

ОКСИГЕН. СУЛЬФУР

Простые вещества

Физические свойства веществ, образованных элементом Оксигеном

Атомы Кислорода могут образовывать два типа молекул: O₂ - кислород и O₃ - озон.

Явление существования нескольких простых веществ, образованных атомами одного химического элемента, называется алотропією. А простые вещества, образованные одним элементом, называют алотропними модификациями.

Следовательно, озон и кислород - это аллотропные модификации элемента Кислорода.

Химические свойства кислорода и озона

Взаимодействие кислорода с металлами

Молекулярный кислород - довольно сильный окислитель. Он окисляет практически все металлы (кроме золота и платины). Много металлов медленно окисляются на воздухе, но в атмосфере чистого кислорода сгорают очень быстро, при этом образуется оксид:

Однако некоторые металлы при горении образуют не оксиды, а пероксиды (в таких соединениях степень окисления Кислорода равна -1) или надпероксиди (степень окисления атома Кислорода - дробная). Примером таких металлов могут быть барий, натрий и калий:

Взаимодействие кислорода с неметаллами

Оксиген проявляет степень окисления -2 в соединениях, которые образованы со всеми неметаллами, кроме Фтора, Гелия, Неона и Аргона. Молекулы кислорода при нагревании непосредственно вступают во взаимодействие со всеми неметаллами, кроме галогенов и инертных газов. В атмосфере кислорода фосфор самовоспламеняется и некоторые другие неметаллы:

При взаимодействия кислорода с фтором образуется кислород фторид, а не фтор оксид, поскольку атом Фтора имеет большую электроотрицательности, чем атом Кислорода. Оксиген фторид - это газ бледно-желтого цвета. Его используют как очень сильный окислитель и фторувальний агент. В этой соединении степень окисления Кислорода равна +2.

В избытка фтора может образовываться диоксиген дифторид, в котором степень окисления Кислорода равна +1. По строению такая молекула похожа на молекулу водород пероксида.

Взаимодействие кислорода со сложными веществами

По определенных условиях кислород вступает во взаимодействие со многими сложными веществами. При этом образуются оксиды элементов, простые вещества, образованные этими элементами:

Кислород может вступать во взаимодействие с оксидами, в которых элементы находятся не в высших степенях окисления:

Химические свойства озона

Озон является более сильным окисником, чем молекулярный кислород. Почти все реакции, которые проходят под действием кислорода, проходят также с озоном, но при этом реакция протекает быстрее и выделяется большее количество энергии. Многие вещества под действием озона занимаются:

При взаимодействия калия с озоном образуется озонід (соединение ионного типа):

Выявление примесей озона в газах

Озон обнаруживают в лабораторных условиях пропусканием исследуемой смеси через раствор калий йодида с небольшим количеством крахмала:

Если в пропущенной газовой смеси присутствует озон, то раствор окрашивается в интенсивно-синий цвет, за счет образования комплексного соединения йода с крахмалом. Эту реакцию называют качественной реакцией на озон.

Кислород в аналогичную реакцию не вступает.

Методы добывания кислорода и озона

Методы добывания кислорода

Кислород обычно добывают в лабораториях электролизом слабого водного раствора натрий гидроксида (никелированные электроды):

Кислород можно добыть термическим разложением богатых Оксиген соединений (хлоратов, перманганатів, нитратов, пероксидов, оксидов):

В промышленности кислород получают из жидкого воздуха. Сначала воздух охлаждают до -200 °С, а затем постепенно нагревают. При -196 °С испаряется азот, и остается жидкий кислород.

Методы добывания озона

Озон образуется в атмосфере на высоте 20 - 30 километров из кислорода под действием ультрафиолетового излучения Солнца.

Озон можно добыть из кислорода под действием тлеющего электрического разряда.

Он также образуется в различных копировальных аппаратах, при сварке металлов, при работе трансформаторов и при ударе молнии.

Применение кислорода и озона. Значение озонового слоя

Кислород используют все аэробные живые существа для дыхания. В процессе фотосинтеза растения выделяют кислород и поглощают углекислый газ.

Молекулярный кислород применяют для так называемой интенсификации, то есть ускорение окислительных процессов в металлургической промышленности. А еще кислород используют для добывания пламени с высокой температурой. При горении ацетилена (С₂Н₂) в кислороде температура пламени достигает 3500 °С. В медицине кислород применяют для облегчения дыхания больных. Его также используют в дыхательных аппаратах для работы людей в трудной для дыхания атмосфере. Жидкий кислород применяют как окислитель ракетного топлива.

Озон используют в лабораторной практике как очень сильный окислитель. В промышленности с его помощью дезинфицируют воду, поскольку ему присуща сильная окислительная действие, которая уничтожает различные микроорганизмы.

Пероксиды, надпероксиди и озонидов щелочных металлов применяют для регенерации кислорода в космических кораблях и на подводных лодках, Такое применение основано на реакции этих веществ с углекислым газом СО₂:

В природе озон содержится в высоких слоях атмосферы на высоте около 20-25 км, в так называемом озоновом слое, который защищает Землю от жесткого солнечного излучения. Уменьшение концентрации озона в стратосфере хотя бы на 1 может привести к тяжелым последствиям, таким рост числа онкологических заболеваний кожи в людей и животных, увеличение числа заболеваний, связанных с угнетением иммунной системы человека, замедление роста наземных растений, снижение скорости роста фитопланктона и т.д.

Без озонового слоя жизнь на планете было бы невозможным. Тем временем загрязнение атмосферы различными промышленными выбросами приводят к разрушению озонового слоя. Самыми опасными веществами для озона являются фреоны (их используют как хладагенты в холодильных машинах, а также как наполнители для баллончиков с дезодорантами) и отходы ракетного топлива.

Мировое сообщество очень обеспокоено в связи с образованием дыры в озоновом слое на полюсах нашей планеты, в связи с чем в 1987 г. был принят «Монреальский протокол по веществам, разрушающим озоновый слой», который ограничил использование веществ, вредных для озонового слоя.

Физические свойства веществ, образованных элементом Сульфуром

Атомы Серы, так же, как и Кислорода, могут образовывать различные аллотропные модификации (S_∞; S₁₂; S₈; S₆; S₂ и другие). При комнатной температуре сера находится в виде α-серы (или ромбической серы), что представляет собой желтые хрупкие кристаллы, без запаха, не растворимые в воде. При температуре свыше +96 °С происходит медленный переход α-серы в β-серу (или моноклінну серу), что представляет собой почти белые пластинки. Если расплавленную серу перелить в воду, происходит переохлаждение жидкой серы и образования желто-коричневой резино-подобной пластической серы, которая погодя снова превращается в а-серу. Сера кипит при температуре, равной +445 °С, образуя пары темно-бурого цвета.

Все модификации серы не растворяются в воде, зато достаточно хорошо растворяются в сероуглероде (CS₂) и некоторых других неполярных растворителях.

Химические свойства серы

Взаимодействие серы с металлами

Простая вещество сера при нагревании взаимодействует практически со всеми металлами, за исключением золота, иридия и платины. При этом образуются сульфиды соответствующих металлов. В сульфідах степень окисления Серы равна -2:

Взаимодействие серы с неметаллами

Под нагревании сера реагирует со многими неметаллами. При горении на воздухе образуется сульфур(ИV) оксид:

При нагревании серы в потоке водорода образуется сероводород. В сероводороде Сульфур находится в степени окисления-2. Такой же степень окисления Сульфур проявляет и в сероуглероде, который образуется при взаимодействии серы и углерода:

Взаимодействие серы со сложными веществами

Простая вещество сера вступает в реакции с сильными окислителями, при этом чаще всего окисляется до сульфура диоксида:

При кипячении с раствором щелочи образуется сульфид и сульфат, то есть проходит реакция диспропорціонування:

В этом случае в исходном состоянии степень окисления Серы равна 0. В натрий сульфаті (Na₂SO₄) степень окисления Серы равна +6, а в натрий сульфіді (Na₂S) -2, т.е. произошла реакция дислропорціонування.

Методы добывания серы

В промышленных масштабах серу добывают из самородных подземных залежей методом выплавки ее перегретым водяным паром с последующей перегонкой полученного продукта.

Серу можно добывать также частичным окисненням сероводорода или неполным восстановлением сероуглерода:

Применение серы

Главный продукт серной промышленности - это сульфатная кислота. На ее производство приходится около 60 % серы, которую добывают. В гумотехнічній промышленности серу используют для превращения каучука в высококачественную резину, то есть для вулканизации каучука. Сера - важнейший компонент любых пиротехнических смесей. Например, в спичечных головках содержится около 5 %, а в намазці на коробке - около 20 % серы по массе. В сельском хозяйстве серу используют для борьбы с вредителями виноградников. В медицине серу применяют при изготовлении различных мазей для лечения кожных заболеваний.