Головна ⇒ 📌Довідник з хімії ⇒ Прості речовини – ОКСИГЕН. СУЛЬФУР

Прості речовини – ОКСИГЕН. СУЛЬФУР

Хімія підготовка до ЗНО та ДПА
Комплексне видання

ЧАСТИНА І

ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

ХІМІЯ ЕЛЕМЕНТІВ

ОКСИГЕН. СУЛЬФУР

Прості речовини

Фізичні властивості речовин, утворених елементом Оксигеном

Атоми Оксигену можуть утворювати два типи молекул: O2 – кисень та O3 – озон.

Явище існування кількох простих речовин, утворених атомами одного хімічного елемента, називається алотропією. А прості речовини, утворені одним елементом, називають алотропними модифікаціями.

Отже, озон і кисень – це алотропні модифікації

елемента Оксигену.

Властивості	Кисень	Озон
Формула сполуки	O2	O3
Зовнішній вигляд у звичайних умовах	Газ	Газ
Колір	У парах кисень безбарвний. Рідкий – блідо-блакитного кольору, а твердий – синього	Пари озону світло-синього кольору. Рідкий – синього кольору, а твердий являє собою темно-фіолетові кристали
Запах і смак	Без запаху й смаку	Різкий характерний запах (у малих концентраціях надає повітрю запаху свіжості)
Температура плавлення	-219 °С	-192 °С
Температура кипіння	-183 °С	-112 °С
Густина при н. у.	1,43 г/л	2,14 г/л
Розчинність уводі	4 об’єми кисню в 100 об’ємах води	45 об’ємів озону в 100 об’ємах води
Магнітні властивості	Рідкий і твердий кисень – парамагнітні речовини, тобто втягуються в магнітне поле	Має діамагнітні властивості, тобто не взаємодіє з магнітним полем
Біологічна роль	Необхідний для дихання рослин і тварин (у суміші з азотом або інертним газом). Вдихання чистого кисню призводить до сильного отруєння	В атмосфері утворює так званий озоновий шар, який захищає біосферу від шкідливого впливу ультрафіолетового випромінювання. Отруйний

Хімічні властивості кисню й озону

Взаємодія кисню з металами

Молекулярний кисень – досить сильний окисник. Він окислює практично всі метали (окрім золота й платини). Багато металів повільно окислюються на повітрі, але в атмосфері чистого кисню згорають дуже швидко, при цьому утворюється оксид:

Однак деякі метали при горінні утворюють не оксиди, а пероксиди (у таких сполуках ступінь окиснення Оксигену дорівнює -1) або надпероксиди (ступінь окиснення атома Оксигену – дробова). Прикладом таких металів можуть бути барій, натрій та калій:

Взаємодія кисню з неметалами

Оксиген проявляє ступінь окиснення -2 в сполуках, які утворені з усіма неметалами, окрім Флуору, Гелію, Неону та Аргону. Молекули кисню при нагріванні безпосередньо вступають у взаємодію з усіма неметалами, окрім галогенів та інертних газів. В атмосфері кисню самозаймається фосфор та деякі інші неметали:

При взаємодії кисню із фтором утворюється оксиген фторид, а не фтор оксид, оскільки атом Фтору має більшу електронегативність, аніж атом Оксигену. Оксиген фторид – це газ блідо-жовтого кольору. Його використовують як дуже сильний окисник та фторувальний агент. У цій сполуці ступінь окиснення Оксигену дорівнює +2.

У надлишку фтору може утворюватися диоксиген дифторид, в якому ступінь окиснення Оксигену дорівнює +1. За будовою така молекула схожа на молекулу гідроген пероксиду.

Взаємодія кисню зі складними речовинами

За певних умов кисень вступає у взаємодію з багатьма складними речовинами. При цьому утворюються оксиди елементів або прості речовини, утворені цими елементами:

Кисень може вступати у взаємодію з оксидами, в яких елементи перебувають не у вищих ступенях окиснення:

Хімічні властивості озону

Озон є більш сильним окисником, аніж молекулярний кисень. Майже всі реакції, які проходять під дією кисню, проходять також з озоном, але при цьому реакція протікає швидше й виділяється більша кількість енергії. Багато речовин під дією озону займаються:

При взаємодії калію з озоном утворюється озонід (сполука іонного типу):

Виявлення домішок озону в газах

Озон виявляють у лабораторних умовах пропусканням досліджуваної суміші через розчин калій йодиду з невеликою кількістю крохмалю:

Якщо в пропущеній газовій суміші присутній озон, то розчин забарвлюється в інтенсивно-синій колір, за рахунок утворення комплексної сполуки йоду з крохмалем. Цю реакцію називають якісною реакцією на озон.

Кисень в аналогічну реакцію не вступає.

Методи добування кисню й озону

Методи добування кисню

Кисень зазвичай добувають у лабораторіях електролізом слабкого водного розчину натрій гідроксиду (електроди нікельовані):

Кисень можна добути термічним розкладанням багатих на Оксиген сполук (хлоратів, перманганатів, нітратів, пероксидів, оксидів):

У промисловості кисень добувають із рідкого повітря. Спочатку повітря охолоджують до -200 °С, а потім поступово нагрівають. При -196 °С випаровується азот, і залишається рідкий кисень.

Методи добування озону

Озон утворюється в атмосфері на висоті 20- 30 кілометрів з кисню під дією ультрафіолетового випромінювання Сонця.

Озон можна добути з кисню під дією тліючого електричного розряду.

Він також утворюється в різних копіювальних апаратах, при зварюванні металів, при роботі трансформаторів та при ударі блискавки.

Застосування кисню й озону. Значення Озонового шару

Кисень використовують усі аеробні живі істоти для дихання. У процесі фотосинтезу рослини виділяють кисень і поглинають вуглекислий газ.

Молекулярний кисень застосовують для так званої інтенсифікації, тобто прискорення окисних процесів у металургійній промисловості. А ще кисень використовують для добування полум’я з високою температурою. При горінні ацетилену (С2Н2) в кисні температура полум’я сягає +3500 °С. У медицині кисень застосовують для полегшення дихання хворих. Його також використовують у дихальних апаратах для роботи людей у важкій для дихання атмосфері. Рідкий кисень застосовують як окисник ракетного палива.

Озон використовують у лабораторній практиці як дуже сильний окисник. У промисловості з його допомогою дезінфікують воду, оскільки йому притаманна сильна окисна дія, яка знищує різні мікроорганізми.

Пероксиди, надпероксиди та озоніди лужних металів застосовують для регенерації кисню в космічних кораблях та на підводних човнах, Таке застосування засноване на реакції цих речовин з вуглекислим газом СО2:

У природі озон міститься у високих шарах атмосфери на висоті близько 20-25 км, у так званому озоновому шарі, що захищає Землю від жорсткого сонячного випромінювання. Зменшення концентрації озону в стратосфері хоча б на 1 може призвести до важких наслідків, таких зростання числа онкологічних захворювань шкіри в людей і тварин, збільшення числа захворювань, пов’язаних із пригніченням імунної системи людини, уповільнення росту наземних рослин, зниження швидкості росту фітопланктону тощо.

Без озонового шару життя на планеті було б неможливим. Тим часом забруднення атмосфери різними промисловими викидами призводять до руйнування озонового шару. Найнебезпечнішими речовинами для озону є фреони (їх використовують як холодоагенти в холодильних машинах, а також як наповнювачі для балончиків з дезодорантами) та відходи ракетного палива.

Світове співтовариство було дуже стурбоване у зв’язку з утворенням діри в озоновому шарі на полюсах нашої планети, у зв’язку із чим у 1987 р. був прийнятий “Монреальський протокол щодо речовин, які руйнують озоновий шар”, котрий обмежив використання речовин, шкідливих для озонового шару.

Фізичні властивості речовин, утворених елементом Сульфуром

Атоми Сульфуру, так само, як і Оксигену, можуть утворювати різні алотропні модифікації (S∞; S12; S8; S6; S2 та інші). При кімнатній температурі сірка перебуває у вигляді α-сірки (або ромбічної сірки), що являє собою жовті крихкі кристали, без запаху, не розчинні у воді. При температурі понад +96 °С відбувається повільний перехід α-сірки в β-сірку (або моноклінну сірку), що являє собою майже білі пластинки. Якщо розплавлену сірку перелити у воду, відбувається переохолодження рідкої сірки й утворення жовто-коричневої гумо-подібної пластичної сірки, яка перегодом знову перетворюється в а-сірку. Сірка кипить при температурі, що дорівнює +445 °С, утворюючи пари темно-бурого кольору.

Усі модифікації сірки не розчиняються у воді, зате досить добре розчиняються в сірковуглеці (CS2) та деяких інших неполярних розчинниках.

Хімічні властивості сірки

Взаємодія сірки з металами

Проста речовина сірка при нагріванні взаємодіє практично з усіма металами, за винятком золота, іридію та платини. При цьому утворюються сульфіди відповідних металів. У сульфідах ступінь окиснення Сульфуру дорівнює -2:

Взаємодія сірки з неметалами

Під час нагрівання сірка реагує з багатьма неметалами. При горінні на повітрі утворюється сульфур(ІV) оксид:

При нагріванні сірки в потоці водню утворюється сірководень. У сірководні Сульфур перебуває в ступені окиснення -2. Такий самий ступінь окиснення Сульфур проявляє й у сірковуглеці, який утворюється при взаємодії сірки й вуглецю:

Взаємодія сірки зі складними речовинами

Проста речовина сірка вступає в реакції із сильними окисниками, при цьому найчастіше окислюється до сульфур діоксиду:

При кип’ятінні з розчином лугу утворюється сульфід і сульфат, тобто проходить реакція диспропорціонування:

У цьому разі у вихідному стані ступінь окиснення Сульфуру дорівнює 0. У натрій сульфаті (Na2SO4) ступінь окиснення Сульфуру дорівнює +6, а в натрій сульфіді (Na2S) -2, тобто відбулася реакція дислропорціонування.

Методи добування сірки

У промислових масштабах сірку добувають із самородних підземних покладів методом виплавки її перегрітою водяною парою з подальшою перегонкою отриманого продукту.

Сірку можна добувати також частковим окисненням сірководню або неповним відновленням сірковуглецю:

Застосування сірки

Головний продукт сірчаної промисловості – це сульфатна кислота. На її виробництво припадає близько 60 % сірки, яку видобувають. У гумотехнічній промисловості сірку використовують для перетворення каучуку у високоякісну гуму, тобто для вулканізації каучуку. Сірка – найважливіший компонент будь-яких піротехнічних сумішей. Наприклад, у сірникових головках міститься близько 5 %, а в намазці на коробці – близько 20 % сірки за масою. У сільському господарстві сірку використовують для боротьби зі шкідниками виноградників. У медицині сірку застосовують при виготовленні різних мазей для лікування шкірних захворювань.