Кислород

Первооткрыватель Дж. Пристли и К. Шееле (1774 г.).

Положение в периодической системе

                                   период    II,

                                   группа    VIA.

Электронная конфигурация (в основном состоянии) 1s²2s²2p⁴.

Изотопы          99,76 %,

                         0,20 %.

Степени окисления  -2   (1s²2s²2p⁶),

                                   -1   (1s²2s²2p⁵) H₂O₂, M₂O₂,

                                    0   (1s²2s²2p⁴) O₂, О₃,

                                   +2  (1s²2s²2p²) OF₂.

Энергия ионизации 1313,9 кДж/моль.

Сродство к электрону 141 кДж/моль.

Простое вещество – кислород O₂ – в обычном состоянии газ, без запаха, немного тяжелее воздуха. Кислород – самый распространенный элемент на Земле. При комнатной температуре относительно нереакционноспособен; при высоких температурах связь между атомами ослабляется, в результате чего активность кислорода возрастает. Кислород является сильным окислителем, который реагирует со многими простыми и сложными веществами. Аллотропная форма кислорода – озон О₃ – более сильный окислитель, чем молекулярный двухатомный кислород.

t_пл 54,8 K.

t_кип 90,188 К.

Получение:

1. Промышленный способ – перегонка жидкого воздуха.

2. В лабораторных условиях – термическое разложение кислородсодержащих солей:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑,

4K₂Cr₂O₇ = 4K₂CrO₄ + 2Cr₂O₃ + 3O₂↑,

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑,

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂↑.

Применение: металлургические процессы, медицина, сварка, как окислитель ракетных топлив.

Сера

Первооткрыватель Х. Бранд.

Положение в периодической системе

                                   период    III,

                                   группа    VIA.

Электронная конфигурация (в основном состоянии) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴.

Изотопы          95 %,

                         0,75 %,

                         4,21 %.

Степени окисления  -2   (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶),

                                   -1   (1s²2s²2p⁶3s²3p⁵),

                                    0   (1s²2s²2p⁶3s²3p⁴)   S₆, S₈,

                                   +2   (1s²2s²2p⁶3s²3p²),

                                   +3   (1s²2s²2p⁶3s²3p¹),

                                   +4   (1s²2s²2p⁶3s²),

                                   +5   (1s²2s²2p⁶3s¹),

                                   +6   (1s²2s²2p⁶).

Энергия ионизации 999,6 кДж/моль.

Сродство к электрону 200,4 кДж/моль.

Простое вещество – сера. Существует в нескольких аллотропных модификациях (ромбическая, моноклинная, пластическая), из которых наиболее устойчива S₈ – ромбическая. Сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета, устойчива к воздействию воздуха, нерастворима в воде, при нагревании горит.

t_пл 386,0 K.

t_кип 717,8 К.

Получение:

1. Сера встречается в природе в свободном виде.

2. Неполное окисление сероводорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O,

H₂S + Br₂ = S + 2HBr.

3. Восстановление SO₂, SO₃ или H₂SO₄:

2SO₃ + 3C = 2S + 3CO₂.

Применение: химическая промышленность, вулканизация каучука, в медицине используется как средство для лечения кожных заболеваний, защита растений от мучнистой росы.

Энергетические характеристики атомов и физические свойства простых веществ

	O	S	Se	Te	Po
Порядковый номер	8	16	34	52	84
Относительная атомная масса	15,999	32,067	78,98	127,60	208,982
tпл., °С	-219	119	217	450	254
tкип., °С	-183	445	685	1390	962
Плотность, г/см3	1,27	2,1	4,8	6,2	9,4

Химические свойства

Кислород

Кислород является сильным окислителем:

а) взаимодействие с металлами:

2Mg + O₂ = 2MgO,

2Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃,

б) взаимодействие с неметаллами происходит при нагревании:

С + O₂ = CO₂,

N₂ + O₂ = 2NO,

в) взаимодействие со сложными веществами:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O,

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O.

Сера

1. С более электроположительными веществами сера проявляет окислительные свойства:

Hg + S = HgS,

2Fe + 3S = Fe₂S₃.

2. С более электроотрицательными веществами сера – восстановитель:

S + O₂ = SO₂↑,

S + Cl₂ = SCl₂,

S + 6HNO₃(конц) = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O.

3. Для серы характерны реакции диспропорционирования:

S + H₂SO₄(конц) = SO₂↑ + 2H₂O.

Химические соединения

Гидрид серы H₂S - сероводород

Оксиды серы

Кислоты

Качественные реакции на ионы

SO₄^2-

1) Взаимодействие сульфат ионов с солями бария в азотной кислоте.

Гидрид серы H₂S - сероводород

Сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит.

Получение

1. Взаимодействие сульфидов с кислотами:

FeS + 2HCl = H₂S↑ + FeCl₂.

2. Взаимодействие серы с газообразным водородом

S + H₂ = H₂S↑. Химические свойства

1. Сероводород – сильный восстановитель, в зависимости от условий сульфид-ион окисляется до S, SO₄^2-, SO₂:

H₂S + Br₂ = S + 2HBr,

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl,

H₂S + H₂SO₄(конц) = S + SO₂↑ + 2H₂O.

2. Водный раствор сероводорода – слабая двухосновная кислота, диссоциирующая ступенчато:

H₂S H⁺ + HS^-     K₁= 1,0·10^-7,

HS^- H⁺ + S^2-       K₂= 2,5·10^-13.

Оксиды серы

Для серы характерны два оксида SO₂ и SO₃ с кислотными свойствами.

Получение

SO₂:   4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

H₂S + H₂SO₄(конц) = S + SO₂ + 2H₂O

SO₃:   2SO₂ + O₂ = 2SO₃

                  t
Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃
Химические свойства

1. Взаимодействие с водой:

а) SO₂ + H₂O = H₂SO₃,

б) SO₃ + H₂O = H₂SO₄.

2. Взаимодействие с основанием:

а) SO₂ + NaOH = NaHSO₃,

NaHSO₃ + NaOH  = Na₂SO₃ + H₂O,

б) SO₃ + NaOH = NaHSO₄,

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O.

3. Реакции восстановления:

а) SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O,

б) 2SO₃ + 3C = 2S + 3CO₂↑.

4) Реакции окисления:

SO₂ + NO₂ + H₂O = H₂SO₄ + NO↑.

Кислоты

Сернистая кислота – кислота слабая, малоустойчивая, образуется при растворении SO₂ в воде:

SO₂ + H₂O H₂SO₃.

Являясь слабой кислотой, сернистая кислота диссоциирует ступенчато:

H₂SO₃ HSO₃^- + H⁺          K₁=1,6·10^-2,

HSO₃^- SO₃^2- + H⁺          K₂=6,3·10^-8.

Соли сернистой кислоты называются сульфитами. Они, как правило (кроме солей щелочных металлов), плохо растворимы в воде.

Серная кислота – бесцветная, тяжелая, маслянистая жидкость, растворяется в воде в неограниченных количествах. Серная кислота – один из ключевых продуктов химической промышленности.

Промышленный способ получения H₂SO₄ осуществляется в три этапа:

1. Синтез SO₂:

                              1400°C
2CaSO₄ + C(кокс)   →   2CaO + 2SO₂↑ + CO₂↑.

2. Окисление сернистого газа:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃.

3. Растворение оксида серы (VI) в воде или разбавленной серной кислоте:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄.

Раствор серной кислоты, насыщенный оксидом серы (VI), называется олеумом. Помимо серной кислоты и SO₃ в олеуме содержится продукт их взаимодействия – дисерная кислота:

SO₃ + H₂SO₄(безводная) H₂S₂O₇.

Химические свойства H₂SO₄

Концентрированная серная кислота – сильный окислитель. При химической реакции в зависимости от силы восстановителя в качестве продуктов восстановления серной кислоты могут образовываться SO₂, S, H₂S.

H₂SO₄(конц) + 2Ag = SO₂↑ + Ag₂SO₄ + 2H₂O,

H₂SO₄(конц) + H₂S = SO₂↑ + S + 2H₂O,

5H₂SO₄(конц) + 4Zn = H₂S + 4ZnSO₄ + 4H₂O.

Из металлов с серной кислотой не реагируют Pt и Au, а Bi, Co, Fe, Mg – пассивируются.

Серная кислота является сильной и диссоциирует по первой ступени полностью. Сила кислоты при диссоциации по второй ступени ослабевает:

H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^-,

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2-       K₂=1,15·10^-2.