Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение »

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение » Кислород

История открытия

Официально считается[2][3], что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли1 августа1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»).

О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле.

Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория.

Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Качественные реакции, как проходит горение

С целью повышения интенсивности горения сжиженную серу (140-150°C, 284–302°F) распыляют с помощью специальной насадки, что приводит к образованию мелких капель серы, обладающих большой площадью поверхности. Реакция является экзотермической. В процессе температура повышается до 1000-1600°C.

2Н2S 3О2→2Н2О 2SO2

В процессе обжига сульфидных руд, например, пирита, сфалерита и сульфида ртути, аналогично происходит выделение :

4FeS2 11O2→2Fe2O3 8SO2

2ZnS 3O2→2ZnO 2SO2

HgS O2→Hg SO2

4FeS 7O2→2Fe2O3 4SO2

Данные реакции, протекающие при извержении вулканов, в комплексе служат наиболее крупным источником диоксида серы. В результате таких явлений может происходить выброс миллионов тонн SO2.

Оксиды серы. общая характеристика, химические свойства ✎

Оксиды серы. Общая характеристика, химические свойства

Большинство школьников знают два оксида серы — SO2 и SO3.

Однако, это не все соединения, которые сера образует с кислородом.

Рассмотрим их все.

Монооксид серы — SO

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение »

  • Встречается только в виде разбавленной газовой фазы;
  • после концентрирования превращается в S2O2 (диоксид дисульфита);

Дисульфид серы — SO2

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение »

  • эндогенный диоксид серы играет важную физиологическую роль в регуляции работы сердца и кровеносных сосудов, а нарушение его метаболизма может привести к артериальной гипертензии, атеросклерозу, стенокардии.

Триоксид серы, серный ангидрид — SO3

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение »

  • Является значительным загрязнителем, основной компонент кислотных дождей;
  • имеет большое значение в промышленности, так как является прекурсором серной кислоты;
  • в сухой атмосфере обильно дымит, без запаха, но едкий;
  • на воздухе образуется прямым окислением сернистого газа;
  • в лаборатории триоксид серы можно получить путем двухстадийного пиролиза бисульфата натрия:
  • серный ангидрид агрессивно гигроскопичен — теплота гидратации достаточна, чтобы смесь этого газа и древесины (или хлопка) могла воспламениться;
  • при вдыхании вызывает ожоги, обладает высокой коррозионной активностью.

Тетроксид серы — SO4

  • Этот оксид серы представляет собой группу химических соединений с формулой SO3 Х, где Х лежит между 0 и 1;
  • здесь содержатся пероксогруппы (О-О), а степень окисления серы как в триоксиде серы, 6;
  • может быть выделен при низких температурах (78 К), после реакции SO3 с атомарным кислородом или фотолиза смесей SO3 — озон.

Кислород – характеристика элемента, распространённость в природе, физические и химические свойства, получение »

Монооксид дисеры, субоксид серы — S2O

  • Представляет собой бесцветный газ, который при конденсации образует твердое вещество бледного цвета, нестабильное при комнатной температуре;
  • был обнаружен Питером Шенком в 1933 году.

Пoсле краткого обзора оксидов серы прилагаю таблицу двух важнейших оксидов серы — сернистого газа и серного ангидрида, так как именно они по большей части встречаются в заданиях ЕГЭ и ОГЭ по Химии.

Сравнительная характеристика оксидов серы SO2 и SO3

Реагент

Оксид серы IV – SO2

— Диоксид серы;

— газ с резким запахом;

— кислотный оксид;

— гибридизация серы – sp2;

— валентный угол — 120

Оксид серы VI – SO3

— Триоксид серы;

— бесцветная летучая жидкость;

— кислотный оксид;

— гибридизация серы — sp3;

— валентный угол 120

Получение

1) В промышленности:

S O2 = SO2 (360 C)

4FeS 7O2 = 2Fe2O3 4SO2 (t)

2) В лаборатории:

Na2SO3 H2SO4 = Na2SO4 SO2 H2O (t)

Me 2H2SO4 (k) = MeSO4 SO2 2H2O

(Me = Cu, Hg, Bi, Ag)

2HBr 2H2SO4 (k) = Br2 SO2 2H2O

1) В промышленности:

2SO2 O2 = 2SO3 (500 C, V2O5)

SO2 O3 = SO3 O2

2) В лаборатории:

2CaSO4 = 2CaO 2SO3 (450 C)

2CuSO4 = 2CuO 2SO3

Na2S2O7 = Na2SO4 2SO3

O2

2SO2 O2 = 2SO3 Q

H2O

SO2 H2O = H2SO3

SO3 H2O = H2SO4

H2O2

SO2 H2O2 = H2SO4

Основные оксиды

SO2 CaO = CaSO3

SO2 Na2O = Na2SO3

SO3 Na2O = Na2SO4

SO3 CaO = CaSO4

Кислотные оксиды

SO2 CO = S 2CO2 (Al2O3, 500 C)

SO2 NO2 = SO3 NO (нитрозный способ получения серной кислоты)

Амфотерные оксиды

SO2 Al2O3, BeO, ZnO ≠

SO3 Fe2O3 = Fe2(SO4)3

Основания

SO2 2NaOH = Na2SO3 H2O

SO2 Me(OH)x ≠ (Me = Fe, Cr, Al, Sn)

SO2 2KOH (расплав) = 3K2SO4 K2S 4H2O (t)

SO3 2NaOH (разб.) = Na2SO4 H2O

SO3 Ca(OH)2 = CaSO4 H2O

Кислоты

SO2 4HI = S↓ 2I2 2H2O

SO2 2H2S = 3S 2H2O

SO2 2HNO3 (k) = H2SO4 2NO2

SO2 2HNO2 (p) = H2SO4 2NO

SO3 HF = HSO3F (45 C)

SO3 HCl = HSO3Cl (20 C, в олеуме)

SO3 H2SO4 CaF2 = 2HSO3F CaSO4

SO3 H2SO4 (безводн.) = H2S2O7

3SO3 H2S = 4SO2 H2O

Соли

SO2 Na2CO3 = Na2SO3 CO2 (20 С)

SO2 Na2SO3 = Na2S2O5 (в этаноле)

SO2 PCl5 = PClO3 SCl2O (50 — 60 C)

SO3 MeF = MeSO3F (Me = Li, K, NH4)

SO3 2KI = K2SO3 I2

SO3 Na2S = Na2SO4

Комплексные соли

3SO2 Na3[Al(OH)6] (P) = Al(OH)3 3NaHSO3

Неметалл

SO2 O3 = SO3 O2

SO2 2C = S↓ 2CO2 (600 С)

SO2 Cl2 = SO2Cl2 (солнечный свет)

SO2 F2 = SO2F2 (20 С, Pt)

SO2 3F2 = SF6 O2 (650 C)

SO2 2H2 = S↓ 2H2O

SO2 3S = 2S2O (вакуум, эл. разряд)

2SO3 C = 2SO2 CO2

10SO3 P4 = P4O10 10SO2

Металл

SO2 Me H2O = MeSO3 H2 (активные Ме)

SO2 Me = MeS2O4 (Me = Zn, Co; в смеси этанола иводы)

SO3 Mg = MgO SO2

ОВР

SO2 Cl2 2H2O = 2HCl H2SO4

SO2 I2 2H2O = 2HI H2SO4

5SO2 2KMnO4 2H2O = K2SO4 2MnSO4 2H2SO4

5SO2 2K2Cr2O7 H2SO4 = K2SO4 Cr2(SO4)3 H2O

SO2 2FeCl3 2H2O = 2FeCl2 H2SO4 2HCl

SO2 2CuCl2 2H2O = 2CuCl 2HCl H2SO4

SO3 2HCl = SO2 Cl2 H2O (t)

SO3 2HBr = SO2 Br2 H2O (0 C)

SO3 8HI = H2S 4I2 3H2O (0 C)

Получение кислорода

1.      Промышленный способ — перегонка жидкого воздуха и электролиз воды:



2

О → 2Н

2

О

2
кислород получение

2.

В лаборатории кислород получают:
1.Электролизом щелочных водных растворов или водных растворов кислородосодержащих солей (Na

2

SO

4

и др.)

2. Термическим разложением перманганата калия KMnO

4

:
2KMnO

4

= K

2

MnO4 MnO

2

O

2

↑,

Бертолетовой соли  KClO

3

:
2KClO

3

= 2KCl 3O

2

↑      (катализатор MnO

2

)

Оксида марганца ( 4) MnO

2

:
4MnO

2

= 2Mn

2

O

3

O

2

↑      (700

o

C),

3MnO

2

= 2Mn

3

O

4

O

2

↑      (1000

o

C),

3. Разложением пероксида водорода:
2H

2

O

2

= H

2

O O

2

↑           (катализатор MnO

2

)

4. Разложение нитратов:
2KNO

3

→ 2KNO

2

O

2

На космических кораблях и подводных лодках кислород получают из смеси K

2

O

2

и K

2

O

4

:
2K

2

O

4

2H

2

O = 4KOH 3O

2


4KOH 2CO

2

= 2K

2

CO

3

2H

2

O

Суммарно:
2K

2

O

4

2CO

2

= 2K

2

CO

3

2

Когда используют K

2

O

2

, то суммарная реакция выглядит так:
2K

2

O

2

2CO

2

= 2K

2

CO

3

O

2

Если смешать K

2

O

2

и K

2

O

4

в равномолярных (т.е. эквимолярных) количествах, то на 1 моль поглощенного  СО

2

выделится один моль О

2.

Примечания

  1. Дикислород // Большая Энциклопедия Нефти Газа
  2. J. Priestley, Experiments and Observations on Different Kinds of Air, 1776.
  3. W. Ramsay, The Gases of the Atmosphere (the History of Their Discovery), Macmillan and Co, London, 1896.
  4. 4,04,14,2Inorganic Crystal Structure Database
  5. Margaret-Jane Crawford и Thomas M. Klapötke The trifluorooxonium cation, OF3 // Journal of Fluorine Chemistry. — 1999. — Т. 99. — С. 151-156.
  6. Curie P., Curie M. (1899). «Effets chimiques produits par les rayons de Becquerel«. Comptes rendus de l’Académie des Sciences129: 823-825. 
  7. Радиационная химия // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд.. — М.: 1990. — С. 200.
  8. Руководство для врачей скорой помощи / Михайлович В. А. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.: Медицина, 1990. — С. 28-33. — 544 с. — 120 000 экз. — ISBN 5-225-01503-4. (см. ISBN )
  9. Food-Info.net : E-numbers : E948 : Oxygen.

Ракетное топливо

В качестве окислителя для ракетноготоплива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения.

Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода).

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления (для сжатых или сжиженных газов) голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей.

Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости — кислородные подушки.

Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Достоинством кислородного ингалятора является наличие конденсатора-увлажнителя газовой смеси, использующего влагу выдыхаемого воздуха.

Для расчёта оставшегося в баллоне количества кислорода в литрах обычно величину давления в баллоне в атмосферах (по манометруредуктора) умножают на величину ёмкости баллона в литрах.

В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавкиE948[9], как пропеллент и упаковочный газ.

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl2 Na2SO4  →   BaSO4↓  2NaCl

Видеоопытвзаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе  (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe  подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO2 и кислород O2;

2CuSO4  →   2CuO      SO2      O2     (SO3)

2Al2(SO4)3    →  2Al2O3      6SO2      3O2

2ZnSO4  →   2ZnO      SO2      O2

2Cr2(SO4)3   →    2Cr2O3      6SO2      3O2

При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II)  окисляется до Fe (III)

4FeSO4    →  2Fe2O3      4SO2      O2  

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления 6 сульфаты проявляют окислительныесвойстваи могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO4   4C   →   CaS     4CO

4.Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na2SO4 ∙ 10H2O − глауберова соль

CaSO4 ∙ 2H2O − гипс

CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос

FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос

ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленностипроизводят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.

Основные стадии получения серной кислоты :

  • Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
  • Очистка полученного газа от примесей.
  • Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
  • Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

АппаратНазначение и уравненяи реакций
Печь для обжига4FeS2 11O2 → 2Fe2O3 8SO2 Q

Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800оС

Циклон Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз.
Электрофильтр Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра).
Сушильная башня Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота.
Теплообменник Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата.
Контактный аппарат 2SO2 O2 ↔ 2SO3 Q

В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):

  •  температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO3 является температура 400-500оС. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V2O5.
  •  давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении.

Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.

Поглотительная башня Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне.

Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3.

nSO3 H2SO4  →  H2SO4·nSO3

Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Общие научные принципы химического производства:

  1. Непрерывность.
  2. Противоток
  3. Катализ
  4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
  5. Теплообмен
  6. Рациональное использование сырья

Физические свойства

Файл:AYool WOA surf O2.png

В мировом океане содержание растворённого O2 больше в холодной воде, а меньше — в тёплой.

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C).

Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C).
Межатомное расстояние — 0,12074 нм. Является парамагнетиком.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.

Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.

Файл:Phase diagram of oxygen.png
Фазовая диаграмма O2

Твёрдый кислород (температура плавления −218,35°C) — синие кристаллы.
Известны 6 кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

  • α2 — существует при температуре ниже 23,65 К; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейкиa=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°[4].
  • β2 — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 К; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°[4].
  • γ2 — существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å[4].

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

Химические свойства кислорода

кислород горение
Кислород поддерживает горение.

Горение — б

ыстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и света.

Чтобы доказать, что в склянке находится кислород, а не какой-то другой газ, надо в склянку опустить тлеющую лучинку. В кислороде тлеющая лучинка ярко вспыхивает. Горение различных веществ на воздухе – это окислительно-восстановительный процесс, в котором окислителем является кислород. Окислители – это вещества, «отбирающие» электроны у веществ-восстановителей. Хорошие окислительные свойства кислорода можно легко объяснить строением его внешней электронной оболочки.

Валентная оболочка кислорода расположена на 2-м уровне – относительно близко к ядру. Поэтому ядро сильно притягивает к себе электроны. На валентной оболочке кислорода

2s

2

2p

4

находится 6 электронов.

кислород степени окисления
Кислород имеет вторую (после фтора) электроотрицательность в шкале Полинга. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений с другими элементами кислород имеет

отрицательную

степень окисления. Более сильным окислителем, чем кислород, является только его сосед по периоду – фтор. Поэтому соединения кислорода с фтором – единственные, где кислород имеет положительную степень окисления.

Итак, кислород – второй по силе окислитель среди всех элементов Периодической системы. С этим связано большинство его важнейших химических свойств.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород — окислитель.

кислород химические свойства
Кислород легко реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами:

4Li O

2

→ 2Li

2

O,

2K O

2

→ K

2

O

2

,

2Ca O

2

→ 2CaO,

2Na O

2

→ Na

2

O

2

,

2K 2O

2

→ K

2

O

4

Мелкий порошок железа ( так называемого пирофорного железа) самовоспламеняется на воздухе, образуя Fe

2

O

3

, а стальная проволока горит в кислороде, если ее заранее раскалить:

3 Fe 2O

2

→ Fe

3

O

4

2Mg O

2

→ 2MgO

2Cu O

2

→ 2CuO


С неметаллами (серой, графитом, водородом, фосфором и др.) кислород реагирует при нагревании:

S O

2

→ SO

2

,

C O

2

→ CO

2

,

2H

2

O

2

→ H

2

O,

4P 5O

2

→ 2P

2

O

5

,


Si O

2

→ SiO

2

, и т.д

Почти все реакции с участием кислорода O

2

экзотермичны, за редким исключением, например:

N

2

O

2

2NO – Q


Эта реакция протекает при температуре выше 1200

o

C или в электрическом разряде.

Кислород способен окислить сложные вещества, например:

2H

2

S 3O

2

→ 2SO

2

2H

2

O   (избыток кислорода),

2H

2

S O

2

→ 2S 2H

2

O   (недостаток кислорода),

4NH

3

3O

2

→ 2N

2

6H

2

O   (без катализатора),

CH

4 (метан)

2O

2

→ CO

2

2H

2

O,

4FeS

2 (

пирит

)

11O

2

→ 2Fe

2

O

3

8SO

2

.

Известны соединения, содержащие катион диоксигенила O

2

, например, O

2

[PtF

6

]

(успешный синтез этого соединения  побудил Н. Бартлетта попытаться получить соединения инертных газов).

Озон химически более активен, чем кислород O

2

. Так, озон окисляет иодид — ионы I

в растворе  Kl:

O

3

2Kl H

2

O = I

2

O

2

2KOH

Озон сильно ядовит, его ядовитые свойства сильнее, чем, например, у сероводорода. Однако в природе озон, содержащийся в высоких слоях атмосферы, выполняет роль защитника всего живого на Земле от губительного ультрафиолетового излучения солнца. Тонкий озоновый слой поглощает это излучение, и оно не достигает поверхности Земли.

Применение кислорода O

2

: для интенсификации процессов получения чугуна и стали, при выплавке цветных металлов, как окислитель в различных химических производствах, для жизнеобеспечения на подводных кораблях, как окислитель ракетного топлива (жидкий кислород), в медицине, при сварке и резке металлов.


Применение озона О

3

:

для обеззараживания питьевой воды, сточных вод, воздуха, для отбеливания тканей.
кислород в земной коре теле

Химические свойства сероводорода

1.В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H2S    2NaOH  →   Na2S    2H2OH2S    NaOH → NaНS    H2O

2.Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

2H2S      O2    →   2S        2H2O

В избытке кислорода:

2H2S      3O2  →   2SO2     2H2O           

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H2S    Br2   →  2HBr     S↓

H2S    Cl2   →  2HCl     S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

H2S     4Cl2      4H2O →  H2SO4    8HCl

Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

H2S    2HNO3(конц.)  →  S    2NO2    2H2O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H2S     8HNO3(конц.)  →  H2SO4    8NO2      4H2O

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:

2H2S    SO2  →  3S     2H2O

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H2S    2FeCl3  →  2FeCl2    S    2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также  окисляют сероводород до молекулярной серы:

3H2S      K2Cr2O7       4H2SO4    →   3S       Cr2(SO4)3      K2SO4      7H2O

2H2S      4Ag    O2  →  2Ag2S    2H2O

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

H2S      H2SO4(конц.)  →  S      SO2      2H2O

Либо до оксида серы (IV):

H2S      3H2SO4(конц.)  →  4SO2     4H2O

4.Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например, сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

H2S     Pb(NO3)2   →  PbS     2HNO3

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопытвзаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуютсяпо аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K2S   H2O  ⇄  KHS    KOHS2–   H2O  ⇄  HS–   OH–

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.

Например, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS    2HCl →  CaCl2    H2S

А сульфид никеля, например, не растворяется:

NiS     HСl   ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

CuS      8HNO3  →   CuSO4      8NO2     4H2O

или горячей концентрированной серной кислоте:

CuS      4H2SO4(конц. гор.)  →   CuSO4      4SO2        4H2O

4.Сульфиды проявляют восстановительныесвойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

PbS 4H2O2    →   PbSO4 4H2O

Еще пример: сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS      Cl2  → CuCl2      S

5.Сульфиды горят(обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS      3O2  →   2CuO      2SO2

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2Cr2S3      9O2  →   2Cr2O3      6SO2

2ZnS       3O2  →   2SO2     ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественныена ион S2−.

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

Na2S       Pb(NO3)2    →   PbS↓      2NaNO3

Na2S       2AgNO3    →   Ag2S↓      2NaNO3

Na2S       Cu(NO3)2    →   CuS↓      2NaNO3

7.Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Al2S3  6H2O → 2Al(OH)3  3H2S

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

3Na2S 2AlCl3 6H2O → 2Al(OH)3  3H2S 6NaCl

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий