Взаимодействие неметаллов с кислородом

Взаимодействие неметаллов с кислородом

Кислород и сера

Кислород О, сера S, селен Se, теллур Те являются элементами группы VIA периодической системы элементов и имеют общее название халькогены. К элементам группы VIA также относится радиоактивный металл полоний Ро.

Строение атомов и степени окисления:

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов элементов группы VIA —

До завершения внешнего энергетического уровня атомам этих элементов не хватает по два электрона, поэтому они способны проявлять в своих соединениях степень окисления —2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления 2, 4 и 6.

Распространённость в природе:

Кислород — самый распространённый элемент в земной коре. Простое вещество кислород является второй по количеству (примерно 21 % по объёму) и первой по значению для жизни составной частью атмосферы. Химический элемент кислород входит в состав воды, покрывающей 2/3 поверхности земного шара, многочисленных минералов и образуемых ими руд, многих органических соединений. Для жизни на Земле важную роль играет повторяющийся процесс

превращения и перемещения кислорода в природе, имеющий циклический характер — круговорот кислорода. Этот процесс связывает атмосферу с гидросферой и литосферой (рис. 59).

Сера в природе встречается в самородном состоянии, а также в виде соединений в составе различных минералов, например пирита

Сера относится к жизненно важным химическим элементам. Она входит в состав белков, витаминов и гормонов, присутствующих в биологических тканях всех растений и животных.

Простые вещества. Кислород:

Вы уже знаете, что кислород существует в виде двух аллотропных модификаций — кислорода

Простые вещества кислород и озон различаются и по своим химическим свойствам. Кислород непосредственно взаимодействует со многими простыми веществами. Например, он способен окислять металлы, кроме золота и платины, образуя оксиды:

Взаимодействие кислорода с неметаллами также приводит к образованию оксидов:

Важнейшим природным оксидом является вода

Вода обладает самой большой молярной теплоёмкостью (количество теплоты, которое надо сообщить 1 моль вещества для нагревания его на 1 °С) среди известных веществ — 75,2 Дж/моль К. Это обусловливает роль воды в природе, позволяя сглаживать перепады температур в Мировом океане.

Изменение теплоёмкости воды с повышением температуры аномально: от 0 до 37 °С она снижается, а от 37 до 100 °С повышается. Таким образом, теплоёмкость воды минимальна при 37 °С. Это температура тела человека, наиболее благоприятная для биохимических реакций в организме.

На основе физических свойств воды построена температурная шкала Цельсия: температура плавления (замерзания) воды принята за 0 °С, а температура кипения воды — за 100 °С.

Озон: является более сильным окислителем, чем кислород. Многие малоактивные металлы, например серебро, ртуть, он окисляет уже при обычных условиях:

Под влиянием катализаторов (ими могут быть различные вещества) озон легко разлагается с выделением атомарного кислорода — более сильного окислителя, чем молекулярный кислород:

Кислород и озон способны окислять и сложные вещества. Органические вещества, окисляясь, превращаются в углекислый газ, воду, другие органические соединения.

В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется теплота и излучается свет. Как вы помните, такие реакции называются горением. Например, при горении метана на воздухе образуются оксид углерода(IV) и вода:

Сера: При обычных условиях сера — хрупкое кристаллическое вещество жёлтого цвета (см. рис. 52). Твёрдая сера не смачивается водой, в результате чего мелко размолотая сера не тонет, а плавает на поверхности воды.

Простое вещество сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций. Они различаются между собой составом, строением молекул и способом их расположения в кристаллах. В кристаллах и в неводных растворах сера чаще всего состоит из циклических молекул с одинаковой формулой
Наиболее устойчивы три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Ромбическая и моноклинная модификации построены из циклических молекул пластическая, молекулы которой состоят из полимерных цепей, содержащих от тысячи до миллиона атомов. В настоящее время получены циклические молекулы серы, содержащие в цепочке до 20 атомов.

Аллотропные модификации серы в уравнениях химических реакций для упрощения обозначают символом S.

Химические свойства серы: Окислительные свойства серы проявляются при её взаимодействии с металлами, кроме золота и платины, например:

Некоторые вещества, например сульфид цинка ZnS, под действием различных видов излучений способны испускать видимый свет. Это явление называется люминесценцией. Люминесцентные покрытия наносят на дорожные знаки, на бумажные банкноты и др. При освещении таких покрытий ультрафиолетовым или видимым светом они начинают светиться.
Сера взаимодействует и с неметаллами, например горит в кислороде:При взаимодействии серы с водородом при высокой температуре образуется сероводород:

Сероводород — бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, что тухлые яйца пахнут сероводородом, так как он всегда образуется при гниении белков, содержащих атомы серы. Сероводород очень ядовит. Он опасен тем, что способен накапливаться в организме, притупляя обоняние.

Сероводород растворим в воде, его водный раствор называется сероводородной кислотой. Эта кислота слабая, её диссоциация протекает ступенчато:

Таким способом реставрируют почерневшие старые картины, написанные масляными красками.Применение кислорода и серы

Области применения кислорода представлены на рисунке 61.

Способность озона разлагаться с образование атомарного кислорода позволяет использовать его для обеззараживания питьевой воды и обезвреживания промышленных сточных вод; как дезинфицирующее средство в медицине. Используется озон и в качестве отбеливающего средства.

Серу используют для производства серной кислоты, изготовления спичек, бенгальских огней, для борьбы с вредителями сельского хозяйства, а также для лечения некоторых болезней. Сера находит применение при производстве резины, красителей и пигментов, искусственных волокон, люминофоров и др.

Для кислорода в соединениях с другими элементами наиболее характерна степень окисления -2, атомы серы, селена и теллура проявляют степени окисления -2, 2, 4 u  6.

Окислительные свойства кислорода и серы проявляются в их реакциях с металлами, водородом и некоторыми другими неметаллами.

Примечания

Сравнительная характеристика галогенов

Открытие: Фтор впервые был получен электролизом жидкого фтороводорода (1886 г., А.Муассан, Франция), хлор — окислением соляной кислоты диоксидом марганца (1774 г., К.Шееле, Швеция), бром (1826 г., А.Балар, Франция), йод — из золы морских водорослей (1811, Б.Куртуа, Франция).

По-гречески «фторос » означает разрушающий, «хлорос» — желто-зеленый, «бромос » — зловонный, «иодэс » — фиолетовый.

Нахождение в природе: Галогены в природе встречаются только в виде соединений.

Важнейшие природные соединения фтора — флюорит (плавиковый шпат)

В течение года из морской воды в атмосферу переходит около 4 млн тонн брома. По этой причине в воздухе, у побережья морей, содержание брома многократно больше, по сравнению с другими районами.

Йод, в основном, встречается в виде йодида калия и йодида натрия, а также, как и бром, в составе морской водоросли — ламинарии.(а) Галогены в природе:

Соединения галогенов в Азербайджане встречаются в Нахчыване (в основном в виде NaCl) в буровых и морских водах близ городов Баку и Нефтчала (в виде йодидов и бромидов).

Получение:

1. Фтор можно получить электролизом расплавов фторида калия или фторида кальция:

2.    Получение хлора (см. стр. 63)

3.    Бром в лаборатории получают действием окислителей

В промышленности его получают действием хлора на бромиды:

4.    Йод в лаборатории получают действием слабых окислителей

а в промышленности —действием хлора на йодиды:

Физические свойства:Фтор и хлор — ядовитые газы, соответственно, светло-желтого и желто-зеленого цвета.

Бром — жидкость красновато-бурого цвета, пары которого ядовиты. Йод — легко сублимирующее при нагревании, кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с резким запахом.

В ряду

Галогены в воде малорастворимы, в спирте, бензине и керосине хорошо растворимы. Из-за того, что фтор при обычных условиях необратимо реагирует с водой, его водный раствор получить невозможно.

Химические свойства: Химическая активность галогенов убывает от фтора к йоду. Поэтому фтор по сравнению с другими галогенами более энергично вступает в реакции; например, фтор при обычных условиях энергично реагирует с углеродом, фосфором, серой и со многими металлами:

Другие галогены в реакции вступают в основном при нагревании.

С водородом фтор реагирует в темноте со взрывом, хлор — под действием света или при нагревании, бром и йод же — при нагревании:

Соединения НВr и HI — непрочные вещества. Поэтому их получают косвенным путем.

В промышленности фтороводород также получают не из простых веществ: действием концентрированной серной кислоты на минерал флюорит:

Это ее свойство используют на практике для нанесения узоров и надписей на стекле.

Соли галогенов однородных кислот называются фторидами, хлоридами, бромидами и йодидами. Для распознавания этих солей в растворе используют их реакцию с раствором нитрата серебра(I) (стр. 71).

Окислительные свойства галогенов ослабляются в ряду

Для фтора эти реакции в водном растворе не характерны, так как фтор реагирует с водой.

Фтор, реагируя с водой, вытесняет из нее кислород (наблюдается явление горения): 

В отличие от фтора, хлор и бром очень слабо реагируют с водой. При этом, наряду с галогеноводородом, образуются хлорноватистая (НСlO) и бромноватистая (НВrО) кислоты:

Йод с водой не реагирует. Следует отметить, что восстановительные свойства галогенид ионов возрастают в ряду  

Применение галогенов: Среди галогенов наиболее широко применяется хлор (стр. 64).

Фтор и его соединения используются в синтезе фторорганических соединений (фреон,

Соединения брома применяются в фотографии (AgBr), в медицине для успокоения нервной системы (NaBr, КВr) и в производстве ряда красителей.

Соединения йода применяются в йодировании (NaI ) поваренной соли, при лечении некоторых заболеваний, например, заболевания щитовидной железы, а также для дезинфекции ран 5%-ным раствором йода в этиловом спирте.

В организм человека йод поступает из воды, воздуха и пищи (молока, хлеба, яиц, соли, морской капусты и др.).

Определение ионов и , а также молекулярного йодаИз опытов, проведенных в разделе «Деятельность», следует, что ионы и , в растворе можно определять с помощью раствора нитрата серебра(I): при этом ионы серебра
Однако ионы

Определение молекулярного йода основывается на появлении темно-синего окрашивания при действии на крахмал разбавленного раствора йода в этиловом спирте (стр.183).

Химия и окружающая среда: Среди галогенопроизводных наибольшую экологическую опасность представляют хлорсодержащие пестициды, фреоны (фторхлор-производные углерода —

Фотолиз — разложение вещества под действием света.

Таблица валентности химических элементов.

Чего не указано в таблице валентности, это то, что валентность элемента может быть постоянной и переменной.

Знание валентности элементов необходимы для правильного составления химических формул соединений.

Таблица валентности химических элементов:

Ниже приводится таблица валентности химических элементов с примерами соединений.

Валентность (от лат. valēns – «имеющий силу») – способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей.

Валентность – это мера (численная характеристика) способности химических элементов образовывать определённое число химических связей.

Значения валентности записывают римскими цифрами I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII.

Валентность определяют по числу химических связей, которые один атом образует с другими.

Таблица валентности химических элементов:

Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента. Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях HCl, H2O, NH3, CH4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трём, углерода – четырём.

Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединять один атом данного элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях K2O, CO, N2O3, SiO2, SO3 валентность по кислороду калия равна единице, углерода – двум, азота – трём, кремния – четырём, серы – шести.

С точки зрения электронной теории валентность определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии.

Известны элементы, которые проявляют постоянную валентность. У большинства химических элементов валентность переменная.

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева