Физические свойства.
Аллотропные модификации серы.
1. Ромбическая сера S8 – наиболее устойчивая модификация, в неё превращаются при комнатной температуре все др.модификации. Кристаллы — октаэдры (8-угольники). Цвет лимонно-жёлтый. tпл=112,8ºС
2. Моноклинная сера. Игольчатые кристаллы. tпл=119,3ºС. Получается при кристаллизации из расплава, переходит в ромбическую серу. При нагревании выше 160ºС жидкая сера темнеет, становится вязкой, при дальнейшем нагревании становится легкоподвижной тёмно-коричневой жидкостью. При резком охлаждении (при выливании в воду) застывает в виде резинообразной массы — пластическая сера.
3. Пластическая сера. Через несколько дней превращается в ромбическую серу.
Сера нерастворима в воде. Кристаллы тонут в воде, порошок плавает, благодаря пузырькам воздуха (флотация). Сера хорошо растворяется в сероуглероде.
Химические свойства.
1. При обычных условиях реагирует со всеми щелочными, щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром.
Hg+S HgS (используется для обезвреживания разлитой ртути из разбитого термометра — демеркуризации)
При нагревании сера реагирует и с др. металлами (кроме Au).
2. C водородом и неметаллами (кроме азота, йода и благородных газов) при нагревании: H2+S H2S
3. Горение: S+O2→SO2 (сернистый газ).
Сера в природе.
Самородная, сульфидная, сульфатная.
Входит в состав белков (много в белках волос, рогов и шерсти), витаминов и гормонов. При недостатке серы — ломкость костей и выпадение волос.
Много серы в бобовых (горох, чечевица), овсяных хлопьях, яйцах.
Применение.
Приготовление серной кислоты, пороха, спичек, бумаги, резины, пластмасс, красок, беление тканей, изготовление косметики, лечение кожных заболеваний, дезинфекция вещей и помещений (при сжигании), борьба с вредителями растений.
Соединения серы
Сероводород и сульфиды
H2S — бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц, ядовит, вызывает отравление даже при содержании 0,01% в воздухе, накапливается в организме (соединяется с гемоглобином). В малых количествах используется для лечения (содержится в минеральных водах Пятигорска, Серноводска, Мацесты).
H2S содержится в вулканических газах и постоянно образуется на дне Чёрного моря, ниже 150 м. В верхних слоях воды H2S взаимодействует с кислородом и образуется сера.
Раствор H2S в воде — сероводородная кислота. Соли — сульфиды. Сульфиды часто окрашены, например, ZnS — белый, PbS — чёрный, MnS — розовый.
Химические свойства.
1.См. свойства кислот.
2. Горение: 2 H2S+ O2→2S+2H2 O (при охлаждении пламени холодными предметами)
При избытке кислорода 2 H2S+ 3O2→2SO2 +2H2 O
3. H2S - сильнейший восстановитель.
Оксид серы (IV), сернистая кислота, её соли
SO2 — сернистый газ. Образуется при горении серы, сероводорода, обжиге сульфидов. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде.
H2O+ SO2→H2SO3 (сернистая кислота). Реакция обратима.
Соли — средние (сульфиты, например, Na2SO3) и кислые (гидросульфиты, NaHSO3).
Соли сернистой кислоты используют для отбеливания шерсти, шёлка, бумаги, соломы, для консервирования свежих плодов и фруктов.
Оксид серы (VI)
2SO2 + O2→2SO3 (t=420-650ºС, катализатор V2O5)
SO3 — бесцветная, сильно дымящаяся на воздухе жидкость.
H2O+ SO3→H2SO4 (серная кислота).
Серная кислота
H2SO4 – бесцветная маслянистая тяжёлая жидкость. Гигроскопична (отнимает воду). Применяется для осушения газов, обугливает органические вещества.
C12H22O11+2 H2SO4 (конц)→11C+2SO2 +CO2 +13H2O
Раствор SO3 в H2SO4 — олеум.
При растворении кислоты в воде выделяется много тепла. Кислоту надо лить в воду, не наоборот!
Химические свойства серной кислоты:
Разбавленная серная кислота реагирует:
1. С металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода.
Zn+H2SO4 →ZnSO4+H2
2. С оксидами металлов, основными и амфотерными.
СuO+H2SO4 →CuSO4+H2O
3. С основаниями, амфотерными гидроксидами.
Al(OH)3+H2SO4 →Al2(SO4)3+H2O
1. С солями. Вытесняет из солей слабые кислоты.
СaCO3+H2SO4 →CaSO4+H2O+CO2
Соли серной кислоты — средние (сульфаты, например, Na2SO4) и кислые (гидросульфаты, NaHSO3 ).
Качественная реакция на сульфат-ион: SO4 2-+Ba2+→BaSO4 (белый осадок)
Конц. H2SO4 сильно отличается от разбавленной.
1. Взаимодействует с металлами после Н в ряду напряжений.
Cu+2 H2SO4 →CuSO4+H2O+ SO2
2. С металлами, стоящими до Н, иначе: выделяется S, SO2 или H2S в зависимости от положения металла в ряду напряжений и условий реакции. H2 не выделяется!
4Zn+5 H2SO4 (конц)→4ZnSO4+4H2O+H2S
Fe и Al пассивируются конц. H2SO4, т. е. образуют защитную плёнку, поэтому H2SO4 (конц) можно перевозить в стальных и алюминиевых цистернах.
NaCl+ H2SO4 (конц)→NaHSO4+HCl
Применение серной кислоты:
производство удобрений, металлургия, очистка нефтепродуктов, производство др. кислот, моющих средств, взрывчатых веществ, красок, волокон, пластмасс, в качестве электролита для свинцовых аккумуляторов.
Соли серной кислоты, их применение
Na2SO4 · 10H2O — глауберова соль (слабительное средство)
CaSO4· 2H2O – гипс (в медицине для иммобилизации конечностей с переломами)
BaSO4 (в медицине, в рентгеноконтрастном методе диагностики)
CuSO4· 5H2O – медный купорос (в сельском хозяйстве для борьбы с грибковыми болезнями растений).
Производство серной кислоты.
Получают в 3 стадии:
1. Получение SO2 (при сжигании серы, колчедана или сероводорода).
2. Получение SO3 (катализатор платина или оксид ванадия).
3. Получение H2SO4 (оксид серы (VI) растворяют не в воде, а в конц. H2SO4, точнее, в воде, содержащейся в ней, при этом получают олеум).
Азот и его свойства
Строение атома: 5 электронов на внешнем слое, 3 из них неспаренные. Ст.ок. -3 (в аммиаке и нитридах металлов), +1,+2,+3,+4,+5 (в соединениях с кислородом и фтором).
Азот — простое вещество
Азот означает «безжизненный», лат. название «нитрогениум» - «рождающий селитру».
Обнаружили Д.Резерфорд (1772) и К. Шееле. Открыл и назвал азотом А. Лавуазье (1787).
N2. Атомы связаны прочной тройной ковалентной связью, поэтому молекулы химически инертны. Бесцветный газ без запаха и вкуса. В воде растворяется хуже кислорода.
Химические свойства:
1. При обычных условиях N2 взаимодействует только с литием, с остальными металлами — только при высоких температурах: 6Li+N2→2Li3N
2. При высоких температурах, давлении и в присутствии катализатора (железа) взаимодействует с водородом: 3Н2+N2→2NH3+Q
3. При температуре электрической дуги реагирует с кислородом:
N2+O2→2NO-Q (во время грозовых ливней)
2NO+O2→2NO2 (в атмосфере, бурый ядовитый газ)
4NO2+O2+2H2O→4HNO3
Азот в природе.
В атмосфере 78,08% по объему.
NaNO3 – чилийская селитра.
В органических веществах (в белках, аминокислотах, ДНК и РНК).
Получение
Перегонкой жидкого воздуха.
Применение
Для синтеза аммиака. При лечении туберкулёза, болезней позвоночника, криогенной деструкции (лечение воспалённых миндалин).