Кислород

Кислород самый распространенный элемент земной коры. В свобод­ном состоянии он находится в атмосферном воздухе 21% по массе. В связанном виде входит в состав воды, минералов, горных пород и всех веществ, из которых построены живые организмы. Обще количество кислорода в земной коре составляет 47% по массе.

Природный кислород состоит их трех стабильных изотопов: ¹⁶О - 99,76%, ¹⁷O - 0,04%, ¹⁸О - 0,2%. Образует два аллотропных видо­изменения О₂ - кислород и Оs - озон.

Физические свойства:

Кислород - это газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, Т_кип = - 183 °С, парамагнитен, т.е. втягивается в магнитное поле. Масса 1л кислорода при н.у. равна1,43 г, а 1 л воздуха - 1,293г

Химические свойства:

В реакциях со всеми простыми веществами - окислитель. Непосредст­венно не взаимодействует с галогенами, инертными газами, золотом, пла­тиной, кислородные соединения которых получают косвенным путем.

Таблица. Сравнительная характеристика элементов подгруппы кислорода.

Взаимодействие с простыми веществами		Взаимодействие со сложными веществами
с неметаллами	с металлами
Сгорают с образованием оксидов: S + О2 = SО2 4Р + О2 = 2Р2О5 С + О2 = СО2 Н2 + O2 = Н2O N2 + О2 ↔ 2NО	Сгорают с образованием оксидов: 2Мg + О2 = 2МgО 4Fе + 3О2 = 2Fе2O3 ЩM, кроме лития, при нагревании в сухом О2 образуют пероксиды: 2Nа + О2 = Nа2О2 и надпероксиды: 2К + 2О2 = К2О4	При горении в избытке кислорода образуются, как правило, соответствующие оксиды: 2Н2S + SО2 = 2SО2 + 2Н2О СН4 + 2O2 = СО2 + 2Н2О С2Н5ОН = 3О2 + 2СО2 + 3Н2О 4FеS2 + 11О2 = 2Fе2О3 + 8SО2

Получение кислорода:

1. В промышленности: перегонка жидкого воздуха (Т_кип О₂ = -183°С, а Т_кип N₂ = -196°С).

2. В лаборатории:

1. электролиз водных растворов солей и щелочей;

2. разложение перманганата калия:

2КМnО₄ → К₂МnО₄ + МnО₂ + О₂↑

3. разложение перекиси водорода:

2Н₂О₂ → 2Н₂О + О₂↑

4. разложение бертолетовой соли:

2КСlO₃ → 2КСl + 3О₂↑

5. разложение пероксида бария:

2ВаО₂ → 2ВаО + О₂↑

3. В природе в процессе фотосинтеза:

6СО₂+6Н₂O → С₆Н₂О₆ + 6О₂↑

Озон

Озон - аллотропное видоизменение кислорода.

Образуется в атмосфере при грозовых (электрических) разрядах.

3О₂ + О₂ ↔ 2О₃ - 296 кДж

В приземном слое его содержится 10^-7 – 10^-6 %. На высоте около 25 км образуется озоновый слой (озоновый экран), поглощающий ультра­фиолетовое излучение, опасное для всех живых организмов.

При остром отравлении озон поражает органы дыхания, раздражает слизистые оболочки глаз, вызывает головную боль. ПДК в воздухе рабочей зоны составляет 0,1 мг/м³. Токсичность озона возрастает при одновременном воздействии оксидов азота.

Физические свойства:

О₃ - это газ голубоватого цвета, с характерным запахом, нестойкий, токсичный, хорошо растворим в воде. При -112°С озон сжижается.

Химические свойства:

Химическая активность озона вызвана тем, что его молекула легко распадается на атомарный кислород, который активно взаимодействует с веществами (активнее, чем молекулярный). Озон является одним из сильнейших окислителей.

РbS + 4О₃ = РbSО₄ + 4O₂

О₃ + 2КI + Н₂О = I₂ + 2КОН + О (качественная реакция на озон)

Сера

Сера принадлежит к довольно распространенным химическим элементам - 0,05% массы земной коры. В природе сера встречается как в самородном виде, так и в виде минералов: сульфидов и сульфатов.

Физические свойства:

Сера - твердое кристаллическое вещество, желтого цвета, не растворяется в воде.

Сера образует несколько аллотропных видоизменений:

• ромбическая сера (α-сeра) - наиболее устойчивая модификация. Представляет собой желтые хрупкие кристаллы, без запаха, не растворимые в воде. Т_плав = 112,8°С.

• моноклинная сера (β-сера) - образуется при медленном охлаж­дении расплавленной се-ры. Эта модификация имеет вид темно-желтых игольчатых кристаллов. Т_плав = 119,3°С.

• пластическая сера (γ-сера) - аморфная модификация серы. Экспериментально установлено, что молекулы серы состоят из восьми атомов S₈, не зависимо от модификации. Различия свойств модификаций серы обусловлены неодинаковой структурой молекул.

В парах серы с увеличением температуры число атомов в молекуле постепенно уменьшается: S₈ → S₆ → S₄ → S₂ → S

Химические свойства:

Окислительные свойства	Восстановительные свойства	Диспропорционирования
Проявляет при взаимо-действии с металлами (кроме золота, платины, иридия) и водородом: 2Na + S = Na2S 2Аl + 3S = Аl2S3 Н2 + S = Н2S	Проявляет при взаимо-действии с кислородом и другими неметаллами (при нагревании): S + О2 = SО2 S + 3Сl2 = SСl6 S + 3F2 = SF6	При кипячении порошка серы со щелочами: 3S + 6КОН = К2SО3 + 2К2S + 3Н2О

Получение серы:

1. Разложение серного колчедана:

FеS₂ = FеS + S

2. Окисление сероводорода недостатком кислорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

3. Из самородных руд.

4. Восстановление углеродом двуокиси серы:

SО₂ + С = S + СО