1.8.2. Кислород и сера.

План.

1. Общая характеристика подгруппы. Кислород как химический элемент.

2. Кислород как простое вещество.

3. Озон.

4. Сера как химический элемент.

5. Сера как простое вещество.

6. Соединения серы с отрицательной степенью окисления.

7. Оксиды серы.

8. Серная кислота и ее соли.

Главную подгруппу 6 группы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. Все эти элементы имеют на внешнем валентном слое конфигурацию типа s²p⁴ , т.е. близкую к завершению. Это обуславливает окислительные способности этих элементов. Следует отметить, что их ЭО при переходе от кислорода к теллуру резко снижается, т.к. появление новых электронных слоев ведет к увеличению радиуса атомов. Наибольшей окислительной способностью обладают типичные неметаллы - кислород и сера.

Кислород как химический элемент. Кислород или Оксиген №8. 2 период, 6 группа, главная подгруппа.

Состав атома:8р, 8е^-, 8n.

Схема строения: заряд ядра +8, два электронных слоя (2 е^-, 6 е^-)

Электронная и графическая формулы: 1s²2s²2p⁴

Т ипичный неметалл, сильный окислитель. Практически единственная степени окисления: -2, исключение – пероксиды.

Практически единственная валентность: II.

Кислород самый распространенный элемент на Земле. На его долю приходится почти половина массы земной коры и около 90% массы мирового океана. Встречается в свободном состоянии в виде двух аллотропных модификаций: кислород О₂ и озон О₃. Эти газы входят в состав атмосферы, кислород в нем составляет около 21% по объему, озон – доли процента. Входит в состав неорганических соединений оксидов и гидроксидов, а также в состав многих солей. Содержится в важнейших органических соединениях: спиртах, альдегидах, кислотах и сложных эфирах. Является органогеном, входит в состав белков, жиров и углеводов, нуклеотидов и т.д.

2. Физические свойства кислорода. При н.у. это бесцветный газ, не имеющий запаха. Температура кипения кислорода (-183^оС). Немного тяжелее воздуха, немного растворим в воде (в 100 объемах воды - около 5 объемов кислорода при 0^оС). Жидкий кислород притягивается магнитом.

Химические свойства кислорода. Кислород во всех химических реакциях проявляет сильные окислительные свойства. Его бинарные соединения с элементами называются оксидами. Кислород образует оксиды со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Оксиды образуются при окислении простых веществ (непосредственно не взаимодействуют с кислородом только галогены, золото и платина), при окислении сложных веществ. Реакции взаимодействия веществ с кислородом часто сопровождаются выделением тепла и света и поэтому их называют горением. При горении веществ на воздухе выделяется такое же количество тепла, но часть его тратится на нагревание азота, входящего в состав воздуха, поэтому температура пламени значительно снижается. Оксиды могут образовываться и при разложении сложных веществ (гидроксидов и солей), эти реакции, наоборот, обычно идут с поглощением энергии.

P⁰ + O₂⁰ => P₂⁺⁵O₅^-2

S + O₂ => SO₂

Mg + O₂ => MgO

Fe + O₂ => Fe₂O₃

CH₄ + O₂ => CO₂ + H₂O

ZnS+ O₂ => ZnO + SO₂

Cu(OH)₂ => CuO + H₂O

CaCO₃ =>CaO + CO₂

Роль в природе: процессы дыхания, гниения по химической сути являются процессами окисления сложных органических веществ.

Применение: Как сырье для получения различных соединений; для интенсификации процессов в химической и металлургической промышленности; для получения высоких температур (сварка и резка металла, ракетное топливо); жидкий кислород в смеси с опилками или другими горючими веществами используют как взрывчатое вещество (ВВ); газообразный кислород используют в медицине для лечения различных заболеваний (оксигенотерапия).

3. Озон. При н.У. Это газ, обладающий характерным запахом. Температура кипения озона (-112оС). Он тяжелее воздуха, растворим в воде (в 100 объемах воды - около 50 объемов озона при 0оС).

Озон образуется из кислорода при пропускании через него электрического разряда или жесткого УФ излучения.

О₂ => O₃

Обратная реакция – превращение озона в кислород – протекает самопроизвольно, т.е. озон неустойчивое соединение. Озон – один из сильнейших окислителей (точнее этим окислителем является атомарный кислород, который образуется при распаде озона), при взаимодействии озона с веществами тоже образуются оксиды, но реакции протекают более энергично, чем с кислородом. Как сильный окислитель озон убивает бактерии и применяется для обеззараживания воды и помещений. Озон ядовит, ПДК в воздухе 10^-5%, при этой концентрации хорошо ощущается его запах. В верхних слоях атмосферы концентрация озона обычно лежит в пределах 10^-7-10^-6.

Оксиды- один из важнейших классов неорганических веществ. Они делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Все они образуют гидроксиды и соответствующие соли. Кислород входит также в состав большого количества органических соединений.

Роль кислорода в организме и использование кислорода и озона в медицине. Содержание кислорода в организме 62,43%. Взрослый человек потребляет 264 см³ кислорода в мин. Оксиген имеет исключительное биологической значение, от него зависят важнейшие биохимические процессы, он участвует во всех видах обмена веществ. Наиболее известный физиологический процесс с участием кислорода – дыхание. Этот сложный физиологический процесс включает в себя не только процесс газообмена в легких, но и транспорт кислорода с током крови от легких к клеткам. Именно там в митохондриях происходит процесс тканевого дыхания, т.е. процесс окисления органических веществ. Продукты окисления (СО₂) кровь уносит к легким. А энергия, которая выделяется в процессе реакции окисления тратится на образование молекул АТФ. При гидролизе АТФ энергия снова выделяется и расходуется на нужды организма. Т.е. с участием кислорода проходят все окислительные реакции в организме, за счет энергии этих реакций протекают все физиологические процессы. С кислородом связаны также фагоцитарные функции организма. Вспомните особенности строения атома кислорода. У него ярко выраженные неметаллические, окислительные свойства. В медицинской практике используются не только множество соединений кислорода (оксидов, гидроксидов, кислот, солей, органических и неорганических соединений) но и простые вещества – кислород и озон. Оксигенотерапия – кислородом лечат гельминтозы, сердечно-сосудистые и инфекционные заболевания, он стимулирует работу нервной системы, обладает снотворным действием и т.д. Оксигенотерапия лежит в основе климатолечения. Оксигенобаротерапия – метод лечения, в котором используется дыхание воздушной смесью с повышенным содержанием кислорода, в специальных герметичных помещениях (барокамерах). В озонотерапии используют озон. Озон обладает бактерицидным, дезодорирующим действием; используется для обработки питьевой воды, помещений, белья; в смеси с кислородом используется для лечения различных заболеваний.

4.Сера как химический элемент. Сульфур №16. 3 период,6 группа, главная подгруппа.

Состав атома: 16р, 16е^-, 16n.

Схема строения: заряд ядра +16, три электронных слоя (2 е^-, 8 е^-, 6 е^-)

Электронная и графическая формулы:

Типичный неметалл. Характерные степени окисления: +6 и -2, возможна +4.

Возможные валентности: II, IV, VI.

Широко распространена в природе, содержание в земной коре 0,1%. Встречается в свободном состоянии (самородная сера) и в виде соединений. Например: сульфидов (железный колчедан FeS₂, свинцовый блеск PbS) и сульфатов (гипс CaSO₄∙2H₂O, глауберова соль Na₂SO₄∙10H₂O). Органоген, входит в состав белка.

5 . Сера как простое вещество. Для серы характерна аллотропия. Три модификации. Сера ромбическая: твердое вещество желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S_8, плавится при 112,8^оС, плотность 2,07 г/см³. Нерастворима в воде, не смачивается. Растворяется в бензоле. Сера моноклинная: твердое вещество темно-желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S_8, плавится при 119,3^оС, плотность 1,96г/см³. При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую. Сера пластическая: резиноподобная коричневая масса, аморфное строение, S_∞. При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую.

Химические свойства: типичный неметалл, может быть и окислителем, и восстановителем.

К ак окислитель взаимодействует с металлами и водородом:

Al + S→ Al₂S₃

Na + S → Na₂S

H₂ + S → H₂S

Как восстановитель – с активными неметаллами:

S + O₂ →SO₂

Получение:

1). Самородная сера. Перегретым водяным паром обрабатывают породу.

2). Разложение пирита без доступа воздуха: FeS₂ → FeS + S

3 ). Неполное сгорание сероводорода: H₂S + O₂ → S + H₂O

Применение:

1). Получение серной кислоты и сульфатов.

2). Получение сульфитов.

3). Производство красителей, резины, черного пороха, спичек, лекарств.

Сера в организме человека и ее использование в медицине.

Содержание в организме 0,16%, суточная потребность 4-5 грамм. Больше всего серы содержится в кератине волос, костях, нервной ткани; входит в состав белков (аминокислоты цистеин и метионин), гормонов, витаминов. В организме серная кислота, образующаяся в процессе метаболизма, обезвреживает ядовитые продукты метаболизма (фенол, скатол, крезол) и чужеродные токсины (тяжелые металлы). Простое вещество сера оказывает противомикробное и противопаразитарное действие, серные мази и суспензии используют для лечения кожных заболеваний, гельминтозов. 1% раствор серы в персиковом масле (сульфозин) используют при лечении шизофрении и алкоголизма. Тиосульфат натрия обладает противовоспалительным и противоаллергическим действием.

6. Соединения серы с отрицательной степенью окисления (-2).H₂S - сероводород, бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка. Кристаллизуется при -85,7^оС, кипит при -60,8^оС. Немного тяжелее воздуха, при н.у. в 1л воды растворяется 2,5 л сероводорода. Восстановитель, окисляется кислородом воздуха (горение).

H₂S+ O₂ →SO₂+ H₂O, при недостатке кислорода или низкой температуре H₂S+ O₂ →S+ H₂O

Водный раствор называют сероводородной водой, на воздухе, на свету она становится мутной (опалесцирует) в результате образования коллоидного раствора серы в воде (см. предыдущую реакцию). Кроме того, раствор сероводорода обладает свойствами кислоты, поэтому его называют сероводородной кислотой, это слабая кислота. Образуется при гниении белков, встречается в водах минеральных источников и вулканических газах.

Такие источники могут быть причиной гибели человека (Сероводород очень ядовит!), но могут использоваться и для лечения желудка, почек, кожи. Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. Большинство из них нерастворимо в воде. В природе эти соли образуют минералы, которые используют как руды цветных металлов: ZnS, CuS, PbS…Многие сульфиды имеют переменный состав. В легкой промышленности используют сульфиды натрия и кальция для очистки кожи от шерсти. Сульфиды щелочноземельных металлов служат основой люминофоров. А в лабораториях реакции образования сульфидов используют для определения многих металлов, т.к. эти соли имеют характерный цвет.