Все тесты
- Тест на темуАнализ стихотворения «Не с теми я, кто бросил землю» А. Ахматовой5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Перемена» Б. Пастернака5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Стихи о Петербурге» А. Ахматовой5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Стихи к Блоку» М. Цветаевой5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Клеветникам России» А. Пушкина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Завещание» Н. Заболоцкого5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Стихи о Москве» М. Цветаевой5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Молитва» М. Цветаевой5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «И. И. Пущину!» А. Пушкина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «День и ночь» Ф. Тютчева5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Весна в лесу» Б. Пастернака5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Журавли» Р. Гамзатова5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Люблю» В. Маяковского5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Когда на меня навалилась беда» К. Кулиева5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Гамлет» Б. Пастернака5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Русь» А. Блока5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Ночь» В. Маяковского5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения К. Симонова «Ты помнишь, Алёша, дороги Смоленщины…»5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения Жуковского «Приход весны»5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения Анны Ахматовой «Сероглазый король»5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Июль – макушка лета…»5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Мелколесье. Степь и дали…» С. Есенина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Не позволяй душе лениться» Н. Заболоцкого5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «На дне моей жизни» А. Твардовского5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Нивы сжаты, рощи голы…» С. Есенина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Бабушкины сказки» С. Есенина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Снежок» Н. Некрасова1 вопрос
- Тест на темуАнализ стихотворения «По вечерам» Н. Рубцова5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Вчерашний день, часу в шестом…» Н. Некрасова5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Цветы последние милей…» А. Пушкина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Я знаю, никакой моей вины…» А. Твардовского5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Я не ищу гармонии в природе»Н. Заболоцкого5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Разбуди меня завтра рано» С. Есенина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Снега потемнеют синие» А. Твардовского5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Осень» Н. Карамзина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Молитва» А. Ахматовой5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Вечер» А. Фета5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Не жалею, не зову, не плачу» С. Есенина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Тучи» М. Лермонтова5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Книга» Г. Тукая5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Необычайное приключение, бывшее с Владимиром Маяковским летом на даче» В. Маяковского5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Деревня» А. Пушкина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Летний вечер» А. Блока5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Я убит подо Ржевом» А. Твардовского5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Элегия» А. Пушкина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Зимнее утро» А. Пушкина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Троица» И. Бунина5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Бабушке» М. Цветаевой5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «О весна без конца и краю» А. Блока5 вопросов
- Тест на темуАнализ стихотворения «Море» В. Жуковского5 вопросов
Лекция 2 кислород и сера.
План.
- Общая характеристика подгруппы. Кислород как химический элемент.
- Кислород как простое вещество.
- Озон.
- Сера как химический элемент.
- Сера как простое вещество.
- Соединения серы с отрицательной степенью окисления.
- Оксиды серы.
- Серная кислота и ее соли.
Главную подгруппу 6 группы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. Все эти элементы (их иногда называют халькогены) имеют на внешнем валентном слое конфигурацию типа s2p4 , т.е. близкую к завершению. Это обуславливает окислительные способности этих элементов. Следует отметить, что их ЭО при переходе от кислорода к теллуру резко снижается, т.к. появление новых электронных слоев ведет к увеличению радиуса атомов. Наибольшей окислительной способностью обладают типичные неметаллы — кислород и сера.
Кислород как химический элемент. Кислород или Оксиген №8. 2 период, 6 группа, главная подгруппа.
Состав атома:8р, 8е—, 8n.
Схема строения: заряд ядра 8, два электронных слоя (2 е—, 6 е—)
Электронная и графическая формулы: 1s22s22p4
Типичный неметалл, сильный окислитель. Практически единственная степени окисления: -2.
Практически единственная валентность: II.
Самый распространенный элемент на Земле. На его долю приходится почти половина массы земной коры и около 90% массы мирового океана. Встречается в свободном состоянии в виде двух аллотропных модификаций: кислород О2 и озон О3. Эти газы входят в состав атмосферы, кислород в нем составляет около 21% по объему, озон – доли процента. Входит в состав неорганических соединений оксидов и гидроксидов, а также в состав многих солей. Содержится в важнейших органических соединениях: спиртах, альдегидах, кислотах и сложных эфирах. Является органогеном, входит в состав белков, жиров и углеводов, нуклеотидов и т.д.
2. Физические свойства кислорода. При н.у. это бесцветный газ, не имеющий запаха. Температура кипения кислорода (-183оС). Немного тяжелее воздуха, немного растворим в воде (в 100 объемах воды — около 5 объемов кислорода при 0оС). Жидкий кислород притягивается магнитом.
Химические свойства кислорода. Кислород во всех химических реакциях проявляет сильные окислительные свойства. Его бинарные соединения с элементами называются оксидами. Кислород образует оксиды со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Оксиды образуются при окислении простых веществ (непосредственно не взаимодействуют с кислородом только галогены, золото и платина), при окислении сложных веществ. Реакции взаимодействия веществ с кислородом часто сопровождаются выделением тепла и света и поэтому их называют горением. При горении веществ на воздухе выделяется такое же тепла, но часть его тратится на нагревание азота, входящего в состав воздуха, поэтому температура пламени значительно снижается. Оксиды могут образовываться и при разложении сложных веществ (гидроксидов и солей), эти реакции, наоборот, обычно идут с поглощением энергии.
P0 O20 => P2 5 O5-2
S O2 => SO2
Mg O2 => MgO
Fe O2 => Fe2O3
CH4 O2 => CO2 H2O
ZnS O2 => ZnO SO2
Cu(OH)2 => CuO H2O
CaCO3 => CaO CO2
Роль в природе: процессы дыхания, гниения по химической сути являются процессами окисления сложных органических веществ.
Применение: Как сырье для получения различных соединений; для интенсификации процессов в химической и металлургической промышленности; для получения высоких температур (сварка и резка металла, ракетное топливо); жидкий кислород в смеси с опилками или другими горючими веществами используют как ВВ; газообразный кислород используют в медицине для лечения различных заболеваний (оксигенотерапия).
3. Озон. При н.у. это газ, обладающий характерным запахом. Температура кипения озона (-112оС). Он тяжелее воздуха, растворим в воде (в 100 объемах воды — около 50 объемов озона при 0оС).
Озон образуется из кислорода при пропускании через него электрического разряда или жесткого УФ излучения.
О2 => O3
Обратная реакция – распад озона – протекает самопроизвольно, т.е. озон неустойчивое соединение. Озон – один из сильнейших окислителей, при его взаимодействии с веществами тоже образуются оксиды, но реакции протекают более энергично, чем с кислородом. Как сильный окислитель озон убивает бактерии и применяется для обеззараживания воды и помещений. Озон ядовит, ПДК в воздухе 10-5% , при этой концентрации хорошо ощущается его запах. В верхних слоях атмосферы концентрация озона обычно лежит в пределах 10-7-10-6.
Оксиды- один из важнейших классов неорганических веществ. Они делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Все они образуют гидроксиды и соответствующие соли. Кислород входит также в состав большого количества органических соединений.
Роль кислорода в организме и использование кислорода и озона в медицине. Содержание кислорода в организме 62,43%. Взрослый человек потребляет 264 см3 кислорода в мин. Оксиген имеет исключительное биологической значение, от него зависят важнейшие биохимические процессы, он участвует во всех видах обмена веществ. Наиболее известный физиологический процесс с участием кислорода – дыхание. Этот сложный физиологический процесс включает в себя не только процесс газообмена в легких, но и транспорт кислорода с током крови от легких к клеткам. Именно там в митохондриях происходит процесс тканевого дыхания, т.е. процесс окисления органических веществ. Продукты окисления (СО2) кровь уносит к легким. А энергия, которая выделяется в процессе реакции окисления тратится на образование молекул АТФ. При гидролизе АТФ энергия снова выделяется и расходуется на нужды организма. Т.е. с участием кислорода проходят все окислительные реакции в организме, за счет энергии этих реакций протекают все физиологические процессы. С кислородом связаны также фагоцитарные функции организма. Вспомните особенности строения атома кислорода. У него ярко выраженные неметаллические, окислительные свойства. В медицинской практике используются не только множество соединений кислорода (оксидов, гидроксидов, кислот, солей, органических и неорганических соединений) но и простые вещества – кислород и озон. Оксигенотерапия – кислородом лечат гельминтозы, сердечно-сосудистые и инфекционные заболевания, он стимулирует работу нервной системы, обладает снотворным действием и т.д. Оксигенотерапия лежит в основе климатолечения. Оксигенобаротерапия – метод лечения, в котором используется дыхание воздушной смесью с повышенным содержанием кислорода, в специальных герметичных помещениях барокамерах. В озонотерапии используют озон. Это сильнейший окислитель, в больших количествах он ядовит. Образуется из кислорода при электрическом разряде, под действием УФ. Озон обладает бактерицидным, дезодорирующим действием; используется для обработки питьевой воды, помещений, белья; в смеси с кислородом используется для лечения различных заболеваний.
4.Сера как химический элемент. Сульфур №16. 3 период,6 группа, главная подгруппа.
Состав атома: 16р, 16е—, 16n.
Схема строения: заряд ядра 16, три электронных слоя (2 е—, 8 е—, 6 е—)
Электронная и графическая формулы:
Типичный неметалл. Характерные степени окисления: 6 и -2, возможна 4.
Возможные валентности: II, IV, VI.
Широко распространен в природе, содержание в земной коре 0,1%. Встречается в свободном состоянии (самородная сера) и в виде соединений. Например: сульфидов (железный колчедан FeS2, свинцовый блеск PbS) и сульфатов (гипс CaSO4∙2H2O, глауберова соль Na2SO4∙10H2O).Органоген, входит в состав белка
.
5. Сера как простое вещество. Для серы характерна аллотропия. Три модификации. Сера ромбическая: твердое вещество желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S8, плавится при 112,8оС, плотность 2,07 г/см3. Нерастворима в воде, не смачивается. Растворяется в бензоле. Сера моноклинная: твердое вещество темно-желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S8, плавится при 119,3оС, плотность 1,96г/см3 . При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую. Сера пластическая: резиноподобная коричневая масса, аморфное строение, S∞. При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую.
Химические свойства: типичный неметалл, может быть и окислителем и восстановителем.
Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом:
Al S→ Al2S3
Na S → Na2S
H2 S → H2S
Как восстановитель – с активными неметаллами:
S O2 →SO2
Получение:
1). Самородная сера. Перегретым водяным паром обрабатывают породу.
2). Разложение пирита без доступа воздуха: FeS2 → FeS S
3). Неполное сгорание сероводорода: H2S O2 → S H2O
Применение:
1). Получение серной кислоты и сульфатов.
2). Получение сульфитов.
3). Производство красителей, резины, черного пороха, спичек, лекарств.
Сера в организме человека и ее использование в медицине.
Содержание в организме 0,16%, суточная потребность 4-5 грамм. Больше всего серы содержится в кератине волос, костях, нервной ткани; входит в состав белков (аминокислоты цистеин и метионин), гормонов, витаминов. В организме серная кислота, образующаяся в процессе метаболизма, обезвреживает ядовитые продукты метаболизма (фенол, скатол, крезол) и чужеродные токсины (тяжелые металлы). Простое вещество сера оказывает противомикробное и противопаразитарное действие, серные мази и суспензии используют для лечения кожных заболеваний, гельминтозов. 1% раствор серы в персиковом масле (сульфозин) используют при лечении шизофрении и алкоголизма. Тиосульфат натрия обладает противовоспалительным и противоаллергическим действием.
Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 82; Нарушение авторских прав
§
H2S — сероводород, бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка. Кристаллизуется при -85,7оС, кипит при -60,8оС. Немного тяжелее воздуха, при н.у. в 1л воды растворяется 2,5 л сероводорода.
Восстановитель, окисляется кислородом воздуха (горение)
H2S O2 →SO2 H2O, при недостатке кислорода или низкой температуре H2S O2 →S H2O
Водный раствор называют сероводородной водой, на воздухе, на свету она становится мутной (опалесцирует) в результате образования коллоидного раствора серы в воде (см. предыдущую реакцию). Кроме того раствор сероводорода обладает свойствами кислоты, поэтому его называют сероводородной кислотой, это слабая кислота. Образуется при гниении белков, встречается в водах минеральных источников и вулканических газах. Такие источники могут быть причиной гибели человека ( Сероводород очень ядовит!), но могут использоваться и для лечения желудка, почек, кожи. Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. Большинство из них нерастворимо в воде. В природе эти соли образуют минералы, которые используют как руды цветных металлов: ZnS, CuS, PbS…Многие сульфиды имеют переменный состав. В легкой промышленности используют сульфиды натрия и кальция для очистка кожи от шерсти. Сульфиды щелочноземельных металлов служат основой люминофоров. А в лабораториях реакции образования сульфидов используют для определения многих металлов, т.к. эти соли имеют характерный цвет.
Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 17; Нарушение авторских прав
§
SO2 — оксид серы (IV), сернистый газ. Бесцветный газ с резким запахом, на воздухе не горит, легко растворяется в воде, ядовит.
Химические свойства: кислотный оксид, характерны восстановительные свойства.
Как восстановитель:
SO2 O2 SO3, катализатор V2O5
Как кислотный оксид сернистый газ взаимодействует со щелочами:
SO2 NaОН →NaНSO3 и Na2SO3 H2O (соли гидросульфиты и сульфиты).
С водою образуется сернистая (сульфитная) кислота.
SO2 H2O ↔ H2 SO3 Это слабый электролит. Нестойкая, существует только в водных растворах, легко окисляется кислородом воздуха до серной кислоты: H2 SO3 O2 → H2 SO4.
Обесцвечивает органические красители.
Получение:
1). Горение серы: S O2 →SO2
2). Обжиг сульфидов: ZnS O2 → ZnO SO2 и т.д.
Большое количество сернистого газа образуется при горении органических соединений (каменный уголь).
Применение:
1). Производство серной кислоты.
2). Производство сульфитов и гидросульфитов.
3). В с/х для уничтожения насекомых и микроорганизмов.
4). В текстильной промышленности для отбеливания тканей, соломки и т.д.
5). При консервировании фруктов и ягод.
SO3 – оксид серы (VI), серный ангидрид. Молекула существует только в парах, при понижении температуры полимеризуется. При н.у. это бесцветная жидкость, летучая, «дымит» на воздухе, кристаллизуется при 17оС, кипит при 66оС. Легко растворяется в воде, токсичен.
Химические свойства: сильный окислитель, кислотный оксид.
Как кислотный оксид:
SO3 H2O →H2 SO4 Q, взаимодействует с водой, образуя серную кислоту, при этом выделяется большое количества тепла.
SO3 NaОН →NaНSO4 и Na2SO4 H2O, т.е. образует гидросульфаты и сульфаты
Получение: в промышленности SO2 O2 SO3, катализатор V2O5
Применение: как промежуточный продукт при производстве серной кислоты, в лаборатории как сильное водопоглощающее средство.
Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 13; Нарушение авторских прав
§
H2 SO4 –ббесцветная маслянистая жидкость, плотность 98% раствора 1,84 г/см,— нелетучая и запаха не имеет. Чрезвычайно гигроскопична, легко поглощает воду. При растворении выделяется большое количество тепла.
Химические свойства: 1. Сильная кислота, распадается на ионы по двум ступеням практически на 100%, образует два ряда солей.
H2SO4 ↔ H HSO4— — гидросульфат –ион
HSO4— ↔ H SO4 2- — сульфат- ион
Разбавленная кислота H2 SO4 обладает всеми общими свойствами кислот: изменяет окраску растворов индикаторов); взаимодействует с основаниями, основными оксидами и солями (реакции ионного обмена, не ОВР!):
H2SO4 2 KOH → K2SO4 2H2O;
2H SO42- 2K 2OH— = 2K SO42- 2H2O; H OH— = H2O
H2SO4 KOH → KНSO4 H2O
3H2SO4 Al2O3 → Al2(SO4)3 3H2O;
2H 3SO42- Al2O3 → 2Al3 3SO42- H2O ; 2H Al2O3 → 2Al3 H2O
H2SO4 Na2CO3→ Na2SO4 H2CO3 → Na2SO4 H2O CO2↑;
2H SO42- 2Na CO3→ 2Na SO42- H2O CO2↑; 2H CO3→ H2O CO2↑;
Во всех этих реакциях главную роль играют ионы водорода, а SO42- просто присутствует в растворе. Специфической реакцией иона SO42- (т.е. серной кислоты и всех ее солей) является реакция с солями бария.
H2SO4 BaCl2 → 2HCl BaSO4↓
2H SO42- Ba2 2Cl— → 2H 2Cl— BaSO4↓
SO42- Ba2 → BaSO4↓
Na2SO4 Ba(NO3)2 → 2NaNO3 BaSO4↓
2Na SO42- Ba2 2NO3— → 2Na 2NO3— BaSO4↓
SO42- Ba2 → BaSO4↓
Эту реакцию называют «качественной реакцией» на серную кислоту и ее соли, потому что в ней образуется характерный мелкокристаллический белый осадок BaSO4. Реакцию используют в лабораторной практике для определения наличия в растворе иона SO42-.
При взаимодействии с металлами серная кислота может вести себя по-разному, в зависимости от концентрации и активности металла.
В разбавленной H2SO4 окислителем является ион Н , поэтому разбавленная серная кислота взаимодействует только с металлами стоящими в ряду напряжений до водорода, причем, одним из продуктов реакции будет газ водород.
H2SO4(разб.) Zn → H2 ↑ ZnSO4
Zn0 – 2e— → Zn 2 H e— → H0
Но если мы возьмем концентрированную кислоту, то в роли окислителя выступит S 6 , и вместо водорода мы получим продукт ее восстановления – какое-то соединение серы. Какое? Это зависит от активности металла, температуры, концентрации кислоты. Обычно образуется смесь таких веществ. Но, упрощая, можно считать, что чем активнее металл, тем более глубоко идет процесс восстановления, и степень окисления серы в продукте реакции будет ниже. Следует также отметить, что с концентрированной H2SO4 взаимодействуют все металлы, кроме золота и платины, но на холоду железо, алюминий и хром пассивируются (не реагируют из-за образования прочной пленки на поверхности металла), а некоторые металлы не реагируют и с разбавленной серной кислотой (если при этом образуется нерастворимая соль).
H2SO4(конц.) Zn → ZnSO4 H2О S Zn0 – 2e— → Zn2 S 6 6e— → S0
H2SO4(конц.) Cu → ZnSO4 H2О SO2 Cu0 – 2e— → Cu2 S 6 2e— → S 4
H2SO4(конц.) Ca → CaSO4 H2О CaS Ca0 – 2e— → Ca2 S 6 8e— → S-2
H2SO4(конц.)– сильный окислитель, и может окислять не только металлы, но и неметаллы и даже их соединения, обугливает органические вещества (т.к. забирает воду, например, у углеводов)
H2SO4(конц.) C → СО2↑ H2О SO2↑
C0 – 4e— → C4 S 6 2e— → S 4
Получение серной кислоты. В промышленности процесс получения серной кислоты обычно включает в себя три стадии. Сырьем является FeS2 (пирит, железный колчедан).
1) обжиг колчедана (принцип теплообмена, в «кипящем слое», воздух обогащен кислородом):
FeS2 O2 → Fe2O3 SO2 13746кДж
2) каталитическое окисление сернистого газа (4500С, катализатор V2O5 оксид ванадия (V), принцип противотока):
SO2 O2 ↔ SO3 197,9кДж
3) гидратация оксида серы (VI) (принцип противотока, принцип теплообмена, орошение концентрированной серной кислотой)
SO3 H2O →H2 SO4 130,6 кДж
Конечным продуктом является «олеум» — раствор SO3 в концентрированной H2 SO4.
В производстве серной кислоты часто используют сернистый газ, получаемый при обжиге цветных руд, горении топлива или свободной серы. Т.е. первая стадия может быть немного другой, а вот две последние – всегда одинаковы.
Применение. Серная кислота – «хлеб» химической промышленности.
1) получение сульфатов, которые широко используются в народном хозяйстве, например:
— K2SO4 и (NH4)2 SO4 — сульфаты калия и аммония, в с/х как минеральные удобрения
— CuSO4∙5H2O – медный купорос, в с/х как средство борьбы с болезнями растений, в легкой промышленности как краситель, в строительстве как противогрибковое средство, в гальванопластике (покрытие слоем меди)
FeSO4∙ 7H2O – железный купорос, в с/х средство борьбы с вредителями растений, в легкой промышленности при крашении тканей.
CaSO4∙ 2H2O – минерал гипс, в строительстве используют «жженый гипс» 2CaSO4∙ H2O под названием «алебастр» в состав шпаклевок, в медицине — слепки, шины, в художественно- прикладном творчестве.
Na2SO4∙ 10H2O – глауберова соль, в медицине как слабительное, в производстве стекла
BaSO4 –в медицине, (рентген желудка), в производстве бумаги, резины как наполнитель
2) в цветной металлургии (гидрометаллургия, получение меди, никеля и т.д.) и обработке металлов (печатные платы, гальваника, аккумуляторы и т.д.)
3) неорганический синтез (производство минеральных удобрений, пигментов, кислот…) и органический синтез (производство красителей, ВВ, полимеров…)
4) производство бумаги
5) производство соды (стекло, СМС)
Соли серной кислоты не обладают окислительными свойствами, вступают в обычные реакции ионного обмена.
Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 38; Нарушение авторских прав
Применение водорода в сварке
Водород использовался в качестве защитного газа еще при первых попытках защиты дугового пространства от воздуха. Однако водород может оказать в ряде случаев вредное воздействие. Это объясняется тем, что при применении водорода в металле сварных швов образуются дефекты в виде пор, а также является одним из главных факторов образования холодных трещин.
С увеличением толщины свариваемых элементов пористость в металле сварных швов становится значительной. Поэтому его использование в дальнейшем было значительно ограничено. В чистом виде (и в виде водородно-азотных смесей, получаемых при диссоциации аммиака) он в настоящее время применяется при атомно-водородной сварке (хотя и сам этот способ заменен теперь другими, в частности сваркой неплавящимся электродом).
Если струю водорода пропускать через пламя вольтовой дуги, то водород диссоциирует на атомы с поглощением значительного количество тепла (103,6 ккал/моль) что приводит к значительному увеличению напряжения дуги. Она становится устойчивой только при повышении напряжения источника тока.
Так, например, при режимах атомно-водородной сварки наиболее эффективной «звенящей» дугой при вольфрамовых электродах и силе тока 10-20 А напряжение дуги составляет около 100 А, напряжение холостого хода питающего источника должно быть не менее 200-220 В (обычно около 300 В).
Образовавшийся атомный водород направляют на твердую свариваемую поверхность, где происходит нагревание и расплавление металла за счет поглощения тепла, которое выделяется при рекомбинации атомов до молекулярного водорода. Ассоциация атомарного водорода на холодной поверхности металла (в том числе и расплавленной, так как температура плавления большинства металлов ниже температуры возможного существования заметных количеств атомарного водорода) приводит к выделению тепла, потребленного в дуге на диссоциацию.
За счет выделяющегося тепла температура свариваемой поверхности металла повышается до 3528-4028°С. Такая атомно-водородная сварка позволяет обрабатывать и сваривать самые тугоплавкие металлы, высококачественные стали, коррозионно-устойчивые материалы, цветные металлы.
Несмотря на то, что атмосфера, окружающая металл, при атомно-водородной сварке представляет собой смесь молекулярного и атомарного водорода, при отсутствии на металле значительного количества окислов швы получаются достаточно плотными и применительно к низкоуглеродистой стали не имеют большого количества диффузионно-подвижного и остаточного водорода.
При струйной защите иногда используется водяной пар. Однако в этом случае получается значительно меньшая стабильность качества сварных швов, чем при сварке с защитой дуги углекислым газом. В связи с этим такой процесс широкого распространения не получил.
При TIG сварке аустенитной нержавеющей стали с целью увеличения напряжения дуги, увеличения теплоэффективности и снижения оксидирования используют аргоно-водородные смеси газов (15% Н2). Более высокая температуру и сжатие дуги, в свою очередь увеличивает глубину проплавления металла.
Однако при этом необходимо учитывать возможность вредного влияния растворяющегося в металле водорода. Более широко водород применяют в специальных областях сварки и металлургии, например в порошковой металлургии при спекании изделий из порошковых материалов.
В других случаях применение водорода и водородосодержащих газов, как защитных при дуговой сварке, нецелесообразно.
Применяют водород для составления плазмообразующих смесей при плазменной сварке и резке. Так, для защиты сварочной ванны от окисления при плазменной сварке легированной стали, меди, никеля и сплавов на его основе используют смесь аргона с 5-8% водорода.
Аргоно-водородную смесь, имеющую до 20% Н2, применяют при микроплазменной сварке. Наличие водорода в смеси обеспечивает сжатие столба плазмы, делает его более сконцентрированным. Кроме того, водород создает необходимую в ряде случаев восстановительную атмосферу.
Свойства
Строение внешней электронной оболочки атома К. 2s22p4; в соединениях проявляет степени окисления –2, –1, редко 1, 2; электроотрицательность по Полингу 3,44 (наиболее электроотрицательный элемент после фтора); атомный радиус 60 пм; радиус иона О2– 121 пм (координац. число 2). В газообразном, жидком и твёрдом состояниях К. существует в виде двухатомных молекул О2. Молекулы О2 парамагнитны. Существует также аллотропная модификация К. – озон, состоящая из трёхатомных молекул О3.
В осн. состоянии атом К. имеет чётное число валентных электронов, два из которых не спарены. Поэтому К., не имеющий низкой по энергии вакантной d-орбитали, в большинстве химич. соединений двухвалентен. В зависимости от характера химич. связи и типа кристаллич. структуры соединения координац. число К. может быть разным: 0 (атомарный К.), 1 (напр., О2, СО2), 2 (напр., Н2О, Н2О2), 3 (напр., Н3О ), 4 (напр., оксоацетаты Ве и Zn), 6 (напр., MgO, CdO), 8 (напр., Na2O, Cs2O). За счёт небольшого радиуса атома К. способен образовывать прочные π-связи с др. атомами, напр. с атомами К. (О2, О3), углерода, азота, серы, фосфора. Поэтому для К. одна двойная связь (494 кДж/моль) энергетически более выгодна, чем две простые (146 кДж/моль).
Парамагнетизм молекул О2 объясняется наличием двух неспаренных электронов с параллельными спинами на дважды вырожденных разрыхляющих π*-орбиталях. Поскольку на связывающих орбиталях молекулы находится на четыре электрона больше, чем на разрыхляющих, порядок связи в О2 равен 2, т. е. связь между атомами К. двойная. Если при фотохимич. или химич. воздействии на одной π*-орбитали оказываются два электрона с противоположными спинами, возникает первое возбуждённое состояние, по энергии расположенное на 92 кДж/моль выше основного. Если при возбуждении атома К. два электрона занимают две разные π*-орбитали и имеют противоположные спины, возникает второе возбуждённое состояние, энергия которого на 155 кДж/моль больше, чем основного. Возбуждение сопровождается увеличением межатомных расстояний О–О: от 120,74 пм в осн. состоянии до 121,55 пм для первого и до 122,77 пм для второго возбуждённого состояния, что, в свою очередь, приводит к ослаблению связи О–О и к усилению химич. активности К. Оба возбуждённых состояния молекулы О2 играют важную роль в реакциях окисления в газовой фазе.
К. – газ без цвета, запаха и вкуса; tпл –218,3 °C, tкип –182,9 °C, плотность газообразного К. 1428,97 кг/дм3 (при 0 °C и нормальном давлении). Жидкий К. – бледно-голубая жидкость, твёрдый К. – синее кристаллич. вещество. При 0 °C теплопроводность 24,65·10—3 Вт/(м·К), молярная теплоёмкость при постоянном давлении 29,27 Дж/(моль·К), диэлектрич. проницаемость газообразного К. 1,000547, жидкого 1,491. К. плохо растворим в воде (3,1% К. по объёму при 20 °C), хорошо растворим в некоторых фторорганич. растворителях, напр. перфтордекалине (4500% К. по объёму при 0 °C). Значит. количество К. растворяют благородные металлы: серебро, золото и платина. Растворимость газа в расплавленном серебре (2200% по объёму при 962 °C) резко понижается с уменьшением темп-ры, поэтому при охлаждении на воздухе расплав серебра «закипает» и разбрызгивается вследствие интенсивного выделения растворённого кислорода.
К. обладает высокой реакционной способностью, сильный окислитель: взаимодействует с большинством простых веществ при нормальных условиях, в осн. с образованием соответствующих оксидов (мн. реакции, протекающие медленно при комнатной и более низких темп-рах, при нагревании сопровождаются взрывом и выделением большого количества теплоты). К. взаимодействует при нормальных условиях с водородом (образуется вода Н2О; смеси К. с водородом взрывоопасны – см. Гремучий газ), при нагревании – с серой (серы диоксид SO2 и серы триоксид SO3), углеродом (углерода оксид СО, углерода диоксид СО2), фосфором (фосфора оксиды), мн. металлами (оксиды металлов), особенно легко со щелочными и щёлочноземельными (в осн. пероксиды и надпероксиды металлов, напр. пероксид бария BaO2, надпероксид калия KO2). С азотом К. взаимодействует при темп-ре выше 1200 °C или при воздействии электрич. разряда (образуется монооксид азота NO). Соединения К. с ксеноном, криптоном, галогенами, золотом и платиной получают косвенным путём. К. не образует химич. соединений с гелием, неоном и аргоном. Жидкий К. также является сильным окислителем: пропитанная им вата при поджигании мгновенно сгорает, некоторые летучие органич. вещества способны самовоспламеняться, когда находятся на расстоянии нескольких метров от открытого сосуда с жидким кислородом.
К. образует три ионные формы, каждая из которых определяет свойства отд. класса химич. соединений: $ce{O2^-}$– супероксидов (формальная степень окисления атома К. –0,5), $ce{O2^2^-}$ – пероксидных соединений (степень окисления атома К. –1, напр. водорода пероксид Н2О2), О2– – оксидов (степень окисления атома К. –2). Положительные степени окисления 1 и 2 К. проявляет во фторидах O2F2 и ОF2 соответственно. Фториды К. неустойчивы, являются сильными окислителями и фторирующими реагентами.
Молекулярный К. является слабым лигандом и присоединяется к некоторым комплексам Fe, Co, Mn, Cu. Среди таких комплексов наиболее важен железопорфирин, входящий в состав гемоглобина – белка, который осуществляет перенос К. в организме теплокровных.
Сера в химии
Сера горит синим пламенем с образованием диоксида серы, который имеет удушающий и раздражающий запах.
- Сера нерастворима в воде, но растворима в сероуглероде и, в меньшей степени, в других неполярных органических растворителях, таких как бензол и толуол.
Сера реагирует почти со всеми другими элементами, за исключением благородных газов.
- Элементарная сера нетоксична, как и большинство растворимых сульфатных солей, таких как соли Эпсома.
Растворимые сульфатные соли плохо абсорбируются и оказывают слабительное действие.
- При парентеральном введении они свободно фильтруются почками и устраняются с очень небольшой токсичностью в мультиграммовых количествах.
Когда сера горит в воздухе, она производит диоксид серы (SO2)
В воде этот газ производит серную кислоту и сульфиты; сульфиты являются антиоксидантами, которые подавляют рост аэробных бактерий и полезную пищевую добавку в небольших количествах.
- В высоких концентрациях эти кислоты вредят легким, глазам или другим тканям.
- В организмах без легких, таких как насекомые или растения, сульфит в высокой концентрации предотвращает дыхание.
Триоксид серы (получаемый в результате катализа из диоксида серы) и серная кислота одинаково сильно кислотны и вызывают коррозию в присутствии воды.
Серная кислота является сильным дегидратирующим агентом, который может удалять имеющиеся молекулы воды и компоненты воды из сахара и органических тканей.
После этой познавательной информации необходимо изучить химические свойства серы, а также ее получение, поэтому я составила таблицу для использования в подготовке к ОГЭ и ЕГЭ по химии.
Таблица: химические свойства серы
1) Получение | 1) В лаборатории | Из водных растворов: Na2SO3S 2H2SO4 (k) → 2NaHSO4 S↓ SO2 H2O |
2) В промышленности |
1) 2H2S (газ) 3O2 → 2SO2 2H2O (сжигание); 2) 2H2S SO2 → 3S↓ 2H2O (kat., Al2O3, Fe2O3); 3) 2H2S H2SO3 → 2S↓ 3H2O; 4) H2S (газ) → S↓ H2 (t > 400 C); 5) SO2 C → CO2 S↓ (t). 1) ZnS O2 → ZnO SO2 (t); 2) SO2 C → CO2 S↓ (t).
1) CaSO4 4C → 4CO↑ CaS (t); 2) CaS 4C H2O → CaCO3 H2S↑; 3) 2H2S O2 → 2S↑ 2H2O. | |
2) Химические свойства | Окислительные и | 1) С металлами: 3S 2Al → Al2S3 (t); S 2Na → Na2S (расплав); S Me → MeS Q (Me = металлы, кроме Au, Pt, Ir). 2) С неметаллами: S (тв.) H2 → H2S (150 – 350 C); S O2 → SO2 (t); 2S C → CS2 (800-900 C); 3S 2P → P2S3 (расплав); 5S 2P → P2S5 (без доступа воздуха). 3) С щелочами: 3S 6NaOH → 2NaS Na2SO3 3H2O; 4S 6NaOH → 2Na2S Na2SO3 3H2O; 3S 3Ca(OH)2 → 2CaS CaSO4 3H2O (кипячение); 2S 4NaOH 3O2 → 2Na2SO4 2H2O (расплав, t). 4) С кислотами: S 2H2SO4 → 3SO2↑ 2H2O (t); S 2HNO3 (p.) → H2SO4 2NO↑ (t); S 6HNO3 (k.) → H2SO4 6NO2↑ 2H2O (t); S 2HI → H2S I2. 5) C солями: 3S 2KClO3 → 3SO2↑ 2KCl (t); S 2KMnO4 → K2SO4 2MnO2 (в слабощелочной среде); S 3K2CO3 →2K2S K2SO3 3CO2↑. |
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):
Аппарат | Назначение и уравненяи реакций |
Печь для обжига | 4FeS2 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):
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:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- Рациональное использование сырья
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
H2SO4 ⇄ H HSO4–
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4– ⇄ H SO42–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
H2SO4 MgO → MgSO4 H2O
Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
H2SO4 КОН → KHSО4 H2O
H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
https://www.youtube.com/watch?v=XbbXJrVr8wI
3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O
3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).
Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O
Или с силикатом натрия:
H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:
NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl
4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.
Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl
5.Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2
Серная кислота взаимодействует с аммиакомс образованием солей аммония:
H2SO4 NH3 → NH4HSO4
Концентрированнаясерная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
6H2SO4(конц.) 2Fe → Fe2(SO4)3 3SO2 6H2O
6H2SO4(конц.) 2Al → Al2(SO4)3 3SO2 6H2O
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
3Mg 4H2SO4 → 3MgSO4 S 4H2O
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O
6. 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.
7.Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
3H2SO4(конц.) 2KBr → Br2↓ SO2↑ 2KHSO4 2H2O
5H2SO4(конц.) 8KI → 4I2↓ H2S↑ K2SO4 4H2O
H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O
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.