Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

Кислород, сера, селен и теллур являются неметаллами, но они менее активны, чем галогены. Полоний — радиоактивный элемент.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.В чем отличие строения внешнего энергетического уровня атомов эле-

?ментов подгруппы кислорода от галогенов, а в чем сходство?

2.Какие степени окисления возможны для элементов подгруппы кислорода? Какими особенностями обладает кислород?

3.В соединении OF2 кислород находится в состоянии окисления +2, а в остальных –2. Объясните такое поведение кислорода.

4.В подгруппе кислорода с увеличением заряда ядра усиливаются восстановительные свойства. Почему?

5.Исходя из особенностей строения атомов кислорода, серы и селена,

назовите, какое из соединений — Н2О, H2S и H2Se — является более полярным и почему.

6.Сера в состоянии окисления –2 проявляет исключительно восстановительные свойства, а в состоянии окисления +4 — и окислительные, и восстановительные. Почему?

§2. Кислород

Кислород — самый распространенный элемент на Земле. В свободном состоянии молекулярный кислород входит в состав воздуха, где его содержание составляет 20,95% (по объему). Содержание в земной коре составляет 47,2% (по массе).

Молекула кислорода О2 обладает необычным строением. Представление о структуре О=О с двойной связью неверно, поскольку с помощью современных спектроскопических и магнитных исследований установлено, что в О2 имеется два неспаренных электрона.

Следует напомнить, что ковалентная связь образуется неспаренными электронами, имеющими противоположный спин. Для кислорода связь осуществляется только одной парой электронов, и у каждого атома остается по одному неспаренному электрону. Следовательно, структурная формула кислорода должна иметь вид:

..

:O O:

Внастоящее время принято считать, что молекула кислорода представляет собой бирадикал, в котором атомы связаны одной ковалентной и двумя трехэлектронными связями:

:O O :

Кислород — важная составная часть углеводов, жиров, белков. Существует в виде двух аллотропных модификаций — дикислород О2 и озон (трикислород) O3. Наиболее устойчива молекула О2.

В лабораторных условиях кислород можно получить следующими способами:

а) разложением бертолетовой соли: 2КС1О3 = 2КС1 +3О2;

б) разложением перманганата калия:

2КМnО4 = К2МnО4 + МnО2 + О2;

в) нагреванием нитратов щелочных металлов (NaNO3, KNO3); при этом выделяется лишь 1/3 содержащегося в них кислорода:

2NaNO3 = 2NaNO2 + О2;

г) электролизом воды в присутствии NaOH или КОН.

Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (т. кип. –195,8 оС), а в жидком состоянии остается почти

чистый кислород, так как его температура кипения выше (–183 oС). Физические свойства. При нормальных условиях кислород — бес-

цветный газ, без запаха и вкуса. Температура кипения –183 оС, тяжелее воздуха, плотность 1,43 г/см3. В 1 л воды при нормальных услови-

ях растворяется 0,04 г кислорода.

Химические свойства. Как элемент, занимающий место в правом верхнем углу Периодической системы, кислород обладает ярко выраженными неметаллическими свойствами. Имея на наружном энергетическом уровне 6 электронов, атом кислорода может перейти к предельно заполненной 8-й электронной оболочке (условие максимальной химической устойчивости), присоединив 2 электрона. Поэтому в реакциях с другими элементами (кроме фтора) кислород проявляет исключительно окислительные свойства.

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и платины. Скорость реакции кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы веществ, температуры и других условий.

При пропускании тихого электрического разряда через дикислород образуется озон:

3О2 = 2О3.

В природе озон образуется из атмосферного кислорода под влиянием грозовых разрядов или на больших высотах под влиянием ультрафиолетового излучения.

Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кислороде воздуха уже при комнатной температуре:

4Cs + О2 = 2Cs2О.

Сфосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60 оС,

ссерой — до 250 оС, а с водородом — более 300 оС, с углеродом (в виде угля и графита) — при 700–800 оС:

Горение водорода в кислороде протекает по цепному механизму. Эта реакция начинается с образования нестабильных активных частиц — свободных радикалов — носителей неспаренных электронов:

Н2 + О2 = •ОН + •ОН (зарождение цепи). Радикалы •ОН легко реагируют с молекулой Н2:

•ОН + Н2 = Н2О + Н• Атом водорода реагирует далее с молекулой О2 с образованием

вновь радикала •ОН и атома кислорода и т.д. Эти элементарные акты способствуют развитию цепи.

При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов:

Рассмотренные реакции сопровождаются выделением как теплоты, так и света. Такие процессы с участием кислорода называются горением.

Кроме указанного типа взаимодействия имеют место и такие, которые сопровождаются выделением только теплоты. К ним прежде

всего следует отнести процесс дыхания.

Роль кислорода в природе и его применение в технике. При участии кислорода совершается один из важнейших жизненных процессов — дыхание. Окисление кислородом углеводов, жиров и белков служит

источником энергии живых организмов. В организме человека содержание кислорода составляет 61% от массы тела. В виде различных соединений он входит в состав всех органов, тканей, биологических жидкостей. Человек вдыхает в сутки 20–30 м3 воздуха.

Кислород широко используют практически во всех отраслях химической промышленности: для получения азотной и серной кислот, в органическом синтезе, в процессах обжига руд и др. Процесс производства стали невозможен без кислорода, металлургия использует свыше 60% всего промышленного кислорода.

Горение водорода в кислороде сопровождается выделением значительной энергии — почти 286 кДж/моль. Температура пламени достигает 3000 oС. Жидкий кислород применяют для изготовления взрывчатых смесей.

Огромная потребность в кислороде ставит перед человечеством серьезную экологическую проблему сохранения его запасов в атмосфере. До настоящего времени единственным источником, пополняющим атмосферу кислородом, является жизнедеятельность зеленых растений. Поэтому особо важно следить за тем, чтобы их количество на Земле не уменьшалось.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Кислород не вступает в прямое взаимодействие с галогенами. Объяс-

?ните почему.

2.Приведите примеры изученных вами цепных реакций.

3.Составьте термохимическое уравнение горения водорода в кислороде.

4.Составьте уравнение реакции электролиза воды, при котором получается кислород.

5.Составьте электронный баланс к уравнениям реакций, приведенных в данном параграфе.

6.Соединение кислорода с водородом содержит 5,88% водорода. Определите формулу соединения.

7.100 г нитрата натрия нагревали некоторое время, после чего масса остатка стала равной 93,6 г. Какой объем кислорода выделился? Каков состав остатка в массовых долях (%)?

Ответ: 4,48 л О2; 29,49% NaNO2; 70,51% NaNO3.

8.Смесь кислорода с оксидом углерода (II) имеет плотность по водороду, равную 15,5. Определите состав смеси в объемных долях (%).

Ответ: 75% О2; 25% СО.

9.100 мл смеси газов, содержащей кислород, смешали с 100 мл водорода и взорвали. После приведения к нормальным условиям объем оставшихся газов составил 65 мл. Определите содержание кислорода в исходной смеси в объемных %.

Ответ: 45%.

10.Какой объем кислорода потребуется для сжигания 22,4 л смеси метана

?с водородом, имеющей плотность по водороду 6,25?

Ответ: 36,4 л.

11.Остаток, полученный при разложении бертолетовой соли, раствори-

ли в воде и к полученному раствору прибавили 50 г раствора AgNO3 с массовой долей 3,4%. Определите массу разложившейся бертолетовой соли и объем выделившегося кислорода.

Ответ: 1,225 г KClO3; 0,336 л О2.

12.При озонировании 10 л дикислорода объем уменьшился на 2,8 л. Какой объем кислорода прореагировал и каков объем образовавшегося озона?

Ответ: 8,4 л О2; 5,6 л О3.

§3. Сера

Сера — один из немногих химических элементов, которыми уже несколько тысячелетий пользуется человек. Она широко распространена в природе и встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в соединениях. Минералы, содержащие серу, можно разделить на две группы — сульфиды (колчеданы, блески, обманки)

исульфаты.

Кминералам первой группы относятся свинцовый блеск PbS, мед-

ный блеск Cu2S, серебряный блеск Ag2S, цинковая обманка ZnS, кадмиевая обманка CdS, пирит (железный, или серный, колчедан) FeS2,

халькопирит CuFeS2. К минералам второй группы можно отнести гипс CaSO4 . 2Н2О, кизерит MgSO4 . Н2О.

При выплавке серы из природных соединений, например из серного колчедана, его нагревают до высоких температур. Серный колчедан разлагается с образованием сульфида железа (II) и серы:

FeS2 = FeS + S.

Серу можно получить окислением сероводорода недостатком кислорода по реакции:

2H2S + О2 = 2S + 2Н2О.

В настоящее время для получения серы используют сернистый газ, образующийся в качестве побочного продукта при выплавке металлов из сернистых руд. Восстановление проводят углеродом или сероводородом:

SO2 + С = СО2 + S;

SO2 + 2H2S = 2H2O + 3S.

Физические свойства. Сера представляет собой твердое вещество лимонно-желтого цвета. Не растворяется в воде, легко растворяется в

сероуглероде. Образует несколько аллотропных видоизменений. Ромбическая сера (наиболее устойчивая модификация) — кристал-

лы, имеющие вид октаэдров.

Моноклинная сера. Такая модификация в виде темно-желтых игольчатых кристаллов получается при медленном охлаждении расплав-

ленной серы.

Пластическая сера является аморфной модификацией. Экспериментальное определение молекулярной массы ромбиче-

ской и моноклинной серы показывает, что молекулы серы состоят из восьми атомов, несмотря на различие модификаций. Следовательно, различие в свойствах этих аллотропных видоизменений обусловлено не различным числом атомов в молекуле (как это имело место в О2 и

О3), а неодинаковой структурой и формой кристаллов. Такое явление называют полиморфизмом.

Атомы в молекуле серы образуют замкнутый цикл с углом связи 108о:

S — S – S

S S

S — S – S

Химические свойства. На холоде сера сравнительно инертна, но с повышением температуры ее реакционная способность возрастает.

Взаимодействуя с металлами, сера проявляет окислительные свойства. При этих реакциях образуются сульфиды:

Fe + S = FeS.

С водородом при нормальных условиях сера не взаимодействует, а при 150–200 оС протекает обратимая реакция:

Н2 + S H2S.

В реакциях с металлами и с водородом сера ведет себя как типичный окислитель, а в присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:

Горение серы в кислороде протекает при 280 оС, а на воздухе — при 360 оС. При этом образуется преимущественно SO2. Таким образом, в соединениях с металлами и с водородом сера проявляет степень окисления –2, а в соединениях с кислородом +4 и +6.

6.Рассчитайте объем кислорода, необходимого для сгорания 15,2 г со-

?единения серы с углеродом, где содержание серы составляет 84,21%. Ответ: 13,44 л.

7.Образец самородной серы массой в 1,0 г сожгли, и полученный газ поглотили 20 г раствора KOH с массовой долей 16,8%. Определите содержание серы (%) в образце, а также массу образовавшегося сульфита калия.

Ответ: 96% S; 4,74 г K2SO4.

8.Предложите два способа получения серы из сероводорода. Объясните, по какому из этих двух методов образуется больше серы.

9.При горении смеси порошков серы и угля массой 1,1 г образовалось 1,12 л смеси газов. Определите состав исходной смеси.

Ответ: 0,3 г С; 0,8 г S.

10.При разложении образца серного колчедана массой 7,5 г получено

1,6 г серы. Какова массовая доля (%) FeS2 в образце колчедана?

Ответ: 80%.

§4. Сероводород

Сероводород является аналогом воды. Его электронная формула показывает, что в образовании связей участвуют два р-электрона внешнего уровня атома серы. Молекула H2S имеет угловую форму,

поэтому она полярна:

H

: S

H

Сероводород часто сопутствует нефти и природному газу, а также содержится в газах вулканических извержений и в водах минеральных источников.

Получают сероводород обычно действием разбавленных минеральных кислот на сульфид железа (II):

FеS + 2НС1 = FеСl2 + Н2S↑.

В обычных условиях сероводород — бесцветный газ с сильным характерным запахом тухлых яиц. Хорошо растворим в воде: в одном объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода.

Водный раствор H2S называется сероводородной водой.

Растворы сероводорода имеют кислую реакцию из-за диссоциации:

α<1

H2S H+ + HS– (α < 1) или H2S– + HOH H3O+ + HS–;

α<1

HS– H+ + S2– (α < 1) или HS– + HOH H3O+ + S2–.

Обычно преобладает первая ступень. Сероводород является очень слабой кислотой; она слабее угольной, которая обычно вытесняет H2S из сульфидов.

При нагревании H2S разлагается с образованием серы и водорода:

H2S = Н2 + S.

Степень окисления серы в H2S равна –2, поэтому сероводород, как правило, проявляет восстановительные свойства. Как энергичный восстановитель он обычно окисляется до

0 +4 +6

S, S, S.

Так, при взаимодействии с кислородом сероводород может окисляться либо до свободной серы, либо до SO2: в смеси с недостатком О2 образуются сера и вода:

2H2S + О2 = 2S + 2Н2О,

что обычно используется для получения серы из различных газов, содержащих сероводород. В избытке кислорода сероводород сгорает с образованием воды и оксида серы (IV):

2H2S + 3О2 = 2Н2О + 2SO2.

При взаимодействии с галогенами образуются соответствующие галогеноводородные кислоты:

Вr2 + H2S = S + 2НВr.

Различные окислители энергично реагируют с сероводородом — при действии азотной кислоты образуется свободная сера:

H2S + 2HNO3 = S + 2NO2 + 2Н2О.

Сероводород очень ядовит, при вдыхании связывается с гемоглобином, вызывая паралич, что нередко приводит к смертельному исходу. В малых концентрациях менее опасен.

Сероводород образует два типа солей: средние — сульфиды, например Na2S, и кислые — гидросульфиды, например NaHS. Эти соли могут быть получены взаимодействием гидроксидов с сероводородом:

2NaOH + H2S = Nа2S + 2Н2О,

а также непосредственным взаимодействием серы с металлами или обменной реакцией солей с H2S. Сульфиды щелочных металлов — бесцветные вещества, легко растворимые в воде. Сульфиды тяжелых металлов (PbS; CuS; CdS и т.д.) нерастворимы в воде.