Сера — простое вещество

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. t_пл=112,8ºС

2. Моноклинная сера. Игольчатые кристаллы. t_пл=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+2H₂O (при охлаждении пламени холодными предметами)

При избытке кислорода 2 H₂S+ 3O₂→2SO₂+2H₂O

3. H₂S - сильнейший восстановитель.

Оксид серы (IV), сернистая кислота, её соли

SO_{2 —} 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 SO₃в 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, SO₂или 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