Сера и ее свойства

Сера (S) в природе встречается в соединениях и свободном виде. Существует несколько известных аллотропных модификаций серы:

1) циклическая форма;

2) моноклинная форма;

3) кристаллическая ромбическая форма.

Сера находится в VI группе третьего периода периодической системы. Имеет на внешнем электронном слое атома шесть электронов.

Проявляет степень окисления от -2 до +6.

Сера не растворима в воде, но растворима в органических растворителях. Сера – неметалл с типичными для него свойствами. Взаимодействует со многими металлами непосредственно (медью, железом, цинком), выделяя при этом теплоту. Среди металлов лишь золото, платина и рутений не вступают в реакцию с серой. Взаимодействует также с большинством неметаллов, за исключением азота и йода.

Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит ее затвердевание (вулканизация).

Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит, являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски (ультрамарина), сероуглерода, серной кислоты.

Свойства серной кислоты и ее практическое значение

Физические свойства: Серная кислота – бесцветная вязкая жидкость, имеющая температуру плавления 10 °C, температура кипения 296 °C (с разложением на H₂O и SO₃). Серная кислота – сильная кислота. Концентрированная серная кислота в большом количестве поглощает пары воды, поэтому ее используют для осушения газов.

Химические свойства.

1. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Окислительно-восстановительные реакции требуют нагревания, а продуктом реакции в основном является SO₂.

2. С металлами вступает в реакцию по-разному в зависимости от концентрации. Разбавленная серная кислота взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. Концентрированная серная кислота окисляет все металлы, стоящие в ряду напряжений, и серебро в том числе, кроме золота и платины.

3. Разбавленная серная кислота взаимодействует с основаниями, основными и амфотерными оксидами, солями.

Серная кислота образует два вида солей: средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты).

Применение: серная кислота относится к главным продуктам химической промышленности. Ее используют для изготовления фосфорных и азотных удобрений, искусственных волокон, моющих средств, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов. С ее помощью получают другие кислоты, сульфаты, очищают нефтепродукты, применяют как электролит в свинцовых аккумуляторах, подготавливают поверхность металлов для гальванических покрытий. Различные сульфаты широко применяются в медицине. Гипс СаSO₄ *0,5 Н₂ О служит для наложения фиксирующих повязок при переломах костей. Сульфат бария применяют при рентгеноскопии желудка. Сульфат магния (магнезия) используется для понижения давления.

Азот

Содержание в воздухе – 78%.

Физические свойства. Азот - газ без цвета и запаха, немного легче воздуха, плохо растворим в воде.

Химические свойства. Реагирует с металлами, некоторыми неметаллами ( при высокой температуре).

Применение. Азот используют для производства аммиака, азотной кислоты и удобрений; для создания инертной атмосферы при проведении химических реакций, в медицине.

Аммиак

Физические свойства: аммиак (NH₃) – бесцветный газ с резким запахом, растворим в воде, в 2 раза легче воздуха; при охлаждении до -33,4 °C и нормальном давлении превращается в прозрачную жидкость, при 77,8 °C затвердевает. Раствор NH₃ в воде – аммиачная вода или нашатырный спирт. Медицинский нашатырный спирт – 10 %. 

Химические свойства:

1)  водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию.

2) NH₃ взаимодействует с кислотами:

3) аммиак – сильный восстановитель.

4) в кислороде NH₃ горит желтым пламенем: 4NH₃ + 3О₂ = 2N₂+ 6Н₂ О;

5) кислородом воздуха NH₃ окисляется в присутствии катализаторов:

Соли аммония

Соли аммония – сложные вещества, включающие катионы аммония NH₄ ⁺ и кислотные остатки.

Физические свойства: соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства: аммоний обладает свойствами металла, поэтому строение его солей подобно солям щелочных металлов. В свободном виде аммоний не существует, т. к. он химически нестоек и мгновенно разлагается на аммиак и водород.

Соли аммония имеют ионную решетку и обладают всеми свойствами типичных солей:

Применение: соли аммония широко применяются на практике: сульфат аммония – (NH₄)₂SO₄, нитрат аммония – NH4₄NO₃, дигидрофосфат аммония – NH₄Н₂РO₄ и гидрофосфат аммония – (NH₄)₂НРO₄ используются в качестве минерального удобрения. В медицине используется хлорид аммония (NH₄Cl) – нашатырь, применяется как мочегонное средство.

Оксиды азота

С кислородом N образует оксиды: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Оксид азота I – N₂O – закись азота, «веселящий газ». Физические свойства: бесцветный, со сладковатым запахом, растворим в воде. Анестезирующее средство.

Оксид азота (II) NO – окись азота. Физические свойства: бесцветный газ, плохо растворим в воде.

Оксид азота (III) N₂0₃. Физические свойства: темно-синяя жидкость (при низких t). 

Оксид азота (IV) – NO₂. Физические свойства: ядовитый газ бурого цвета с резким запахом. 

 Оксид азота (V) – N₂O₅. Физические свойства: малостойкое белое кристаллическое вещество. Сильный окислитель. 

Азотная кислота

Азотная кислота – бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO₃.

Физические свойства. При температуре 42 °C застывает в виде белых кристаллов. Безводная азотная кислота закипает при атмосферном давлении и 86 °C. С водой смешивается в произвольных соотношениях.

Под воздействием света концентрированная HNO₃ разлагается на оксиды азота:

HNO₃ хранят в прохладном и темном месте. Валентность азота в ней – 4, степень окисления – +5.

HNO₃ – сильная кислота. В растворах полностью распадается на ионы. Взаимодействует с основными оксидами и основаниями, с солями более слабых кислот. HNO₃ обладает сильной окислительной способностью. 1) концентрированная и разбавленная HN0₃ взаимодействует с металлами.

2) с неметаллами HNO₃ реагирует, восстанавливая их до соответствующих кислот, а сама восстанавливается до оксидов.

3) вступает во взаимодействие со многими органическими соединениями –

Используют азотную кислоту в органическом синтезе для получения нитропроизводных (нитроглицерина), серной кислоты, азотных удобрений.

Соли азотной кислоты – нитраты. Применяют в пищевой промышленности (KNO₃, NaNO₃), в качестве удобрений.

Фосфор

Фосфор (Р) находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е.м., имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.

Физические свойства: фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания. Белый фосфор применяется для изготовления боеприпасов артиллерийских снарядов, авиабомб, предназначенных для образования дымовых завес. Красный идет на изготовление спичек. Также красный фосфор применяется в приготовлении фармацевтических препаратов.

Химические свойства. Фосфор образует соединения с неметаллами, непосредственно соединяется со всеми галогенами, при взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды.

Соединяясь с водородом, образует газ фосфин: Р₄ + 6Н₂ = 4РН₃.

Велико биологическое значение фосфора. Фосфор входит в состав некоторых растительных и животных белков: белок молока, крови, мозговой и нервной ткани. Большое его количество содержится в костях позвоночных животных в виде соединений: 3Са₃(РO₄)₂. Фосфор является обязательным компонентом нуклеиновых кислот, играя роль в передачи наследственной информации. Фосфор содержится в зубной эмали, в тканях в форме лецитина – соединения жиров с фосфорноглицериновыми эфирами.

Оксиды фосфора и фосфорные кислоты

Элемент фосфор образует ряд оксидов, наиболее важными из них являются оксид фосфора (III) P₂O₃ и оксид фосфора (V) P₂O₅.

Оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид (P₂O₃). Представляет собой воскообразную кристаллическую белую массу с температурой плавления 22,5 °C. Ядовит.

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид (P₂O₅) получают при горении фосфора на воздухе или в кислороде. Представляет собой белый кристаллический порошок, с температурой плавления 36 °C.

Фосфорные кислоты.

Фосфорному ангидриду соответствует несколько кислот. Главная из них –ортофосфорная кислота H₃PO₄. Фосфорная кислота обезвоженная представлена в виде бесцветных прозрачных кристаллов, имеющих температуру плавления 42,35 °C и хорошо растворяющихся в воде.

Образует три вида солей: 1) средние соли – ортофосфаты; 2) кислые соли с одним атомом водорода; 3) кислые соли с двумя атомами водорода.

Применение: ортофосфорную кислоту используют при производстве удобрений, химических реактивов, органических соединений, для приготовления защитных покрытий на металлах. Фосфаты используют в производстве эмалей и фармацевтике. Метафосфаты входят в состав моющих средств. Некоторые органические соединения в качестве лекарственных средств применяются в форме солей фосфорной кислоты (кодеина фосфат). Лекарственные средства, содержащие фосфор, применяют при онкологических заболеваниях и глаукоме (гексафосфамид).