Химические свойства серы

Тема 12. Кислород, сера

Кислород

 

Кислород – элемент VI главной подгруппы. Газообразный кислород O₂ без цвета и запаха, составляет 21 % об. воздуха. Озон O₃ – аллотропная формы кислорода, газ голубого цвета со специфическим запахом.

Кислород – самый распространённый на Земле элемент: его содержание в земной коре (в составе оксидов, солей) составляет 47,2 % мас. Морские и пресные воды содержат 85,8 % % мас. связанного кислорода.

Следует помнить, что кислород – второй после фтора элемент по значению электроотрицательности. Максимальная степень окисления кислорода +2 (не равна номеру группы) и проявляется только в соединении OF₂ (фторид кислорода), с остальными элементами проявляет отрицательную степень окисления: в подавляющем большинстве соединений –2, в пероксидах –1.

Получение O₂

Получение O₂ в промышленности. В больших количествах кислород получают из воздуха, например фракционной перегонкой (см. получение азота, раздел 13 данного пособия). Также кислород получают электролизом воды (см. получение водорода, раздел 1 данного пособия).

Следует запомнить реакции, которые традиционно применяются для получения O₂ лаборатории:

разложение при нагревании перманганата калия:

 

2KMnO₄  K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂­

 

бертолетовой соли (в присутствии катализатора – MnO₂):

 

2KClO₃  2KCl + 3O₂­

пероксида водорода (при нагревании или в присутствии катализатора):

 

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂­

Химические свойства O₂

Все элементы, кроме галогенов, золота, платины и благородных газов, непосредственно взаимодействуют с O₂. В большинстве случаев образуются оксиды, кислород переходит в степень окисления –2.

Многие сложные вещества также реагируют кислородом – см. предыдущие разделы.

Часто реакция с O₂ протекает быстро, с выделением большого количества энергии в виде света и тепла (например, с органическими веществами) – такие процессы называют горением. Дыхание, коррозия, гниение – также взаимодействии с кислородом, но медленное.

 

Аналитическое определение газа O₂

Газ кислород поддерживает горение, тлеющая лучинка в его атмосфере вспыхивает.

 

Применение газа O₂

1. Создание высоких температур. При увеличении концентрации кислорода скорость горения увеличивается. Во многих металлургических агрегатах и промышленных процессах для эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислород.

2. В металлургии при переработке чугуна в сталь, кислород используется для окисления примесей.

3. В медицине, для дыхания.

 

Соединения кислорода

Элемент кислород содержится в воде, во всех оксидах и гидроксидах, во многих кислотах и солях. В этом разделе коротко охарактеризуем свойства применение более специфических кислородсодержащих веществ – озона и пероксидов.

Озон

Озон образуется в атмосфере под действием ультрафиолетового излучения. В промышленности озон получают из газообразного кислорода воздействием электрического разряда в специальном приборе – озонаторе.

O₃ – очень сильный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. В качестве примера приведем реакции:

 

2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂

 

O₃ + H₂S + H₂O = H₂SO₄

 

4O₃ + 3PbS = 3PbSO₄

 

Качественной реакцией на озон в ЕГЭ считается реакция с иодидом калия – образуется свободный йод коричневого цвета:

 

О₃ + 2KI + Н₂O = I₂¯ + O₂­ + 2KOH

 

Применение озона. Озон, как сильный окислитель, применяется в химической промышленности, а также в качестве сильного дезинфицирующего средства, например, для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование).

 

Пероксиды

Пероксиды – это вещества, содержащие пероксогруппу —O—O— (например, пероксид водорода Н₂О₂, пероксид натрия Na₂O₂, пероксид бария ВаО₂). В пероксидах кислород имеет степень окисления −1, т.е. промежуточную степень окисления между устойчивыми 0 и –2. Поэтому пероксиды часто вступают в окислительно-восстановительные реакции. Пероксиды неустойчивы и при нагревании распадаются на оксид и кислород, например:

 

2H₂O₂  2H₂O + O₂­

 

2Na₂O₂  2Na₂O + O₂­

 

Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода, например:

 

Na₂O₂ + 2H₂O = H₂O₂ + 2NaOH

 

Пероксид натрия применяется на подводных лодках и орбитальных станциях для регенерации воздуха:

 

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

 

Na₂O₂ + CO = Na₂CO₃

Сера

 

Сера относится к широко распространённым элементом, встречается в виде сульфидов (FeS, FeS₂, ZnS и др.), сульфатов (Na₂SO₄×10Н₂O, СаSO₄×2Н₂O и др.), а также и в виде простого вещества – элементарной серы. Также сера в больших количествах содержится в природном газе в виде H₂S и SO₂.

Кристаллическая сера (ромбическая или моноклинная) – желтые кристаллы, состоящие из молекул S₈. Аморфная (пластическая) сера – коричневая масса, похожая на резину.

 

Химические свойства серы

В отличие от кислорода, в атоме серы имеется свободный d -подуровень, поэтому сера в соединениях может образовывать не только 2 ковалентные связи, но и 4 или 6. Степени окисления серы –2, 0, +2, +4, +6.

1. Сера – типичный неметалл, при нагревании реагирует практически со всеми элементами – кроме N₂, I₂, Au, Pt, благородных газов.

2. Как окислитель (до степени окисления –2), сера соединяется с металлами, водородом, углеродом, кремнием, фосфором, например

 

2S⁰ + C⁰  C⁺⁴S^–2₂

 

3S⁰ + 2Al⁰  Al⁺³₂S^–2₃

 

В реакциях с кислородом и галогенами (кроме йода) сера окисляется

 

S + О₂ = SО₂

 

S + Cl₂ = SCl₂

S + 3F₂ = SF₆

 

3. Сера реагируют со многими сложными веществами:

– с кислотами-окислителями

 

S + 2H₂SO₄ (конц.) = 3SO₂ + 2H₂O

 

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

 

– диспропорционирует в растворе щелочи

 

3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

 

Применение серы

Сера – яд для микроорганизмов: используется в медицине, для обработки растений и т.п. Большое количество серы требуется для вулканизации каучуков в резину. Сера используется для производства пороха и спичек. В последнее время сера является основным сырьём производства серной кислоты.