Вопрос№43. Озон. Получение. Свойства. Применение. Перекись водорода. Применение в ветеринарии.

Озон - состоящая из трёхатомных молекул O₃ аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.

Химические свойства.

Образование озона проходит по обратимой реакции:

3O2 + 68 ккал (285 кДж) ←→ 2O3.

Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут превращается в O2 с выделением тепла. Повышение температуры и понижение давления увеличивают скорость перехода в двухатомное состояние. При больших концентрациях переход может носить взрывной характер. Контакт озона даже с малыми количествами органических веществ, некоторых металлов или их окислов резко ускоряет превращение.

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

1. Озон повышает степень окисления оксидов:

NO + O₃ → NO₂ + O₂

2. Озон реагирует с углеродом при нормальной температуре с образованием двуокиси углерода:

C + 2O₃ → CO₂ + 2O₂

3. Озон реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония:

2NH₃ + 4O₃ → NH₄NO₃ + 4O₂ + H₂O

4. Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

PbS + 4O₃ → PbSO₄ + 4O₂

5. В газовой фазе озон взаимодействует с сероводородом с образованием двуокиси серы:

H₂S + O₃ → SO₂ + H₂O

Применение озона обусловлено его свойствами:

• сильного окисляющего агента:

• для стерилизации изделий медицинского назначения

• при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике

• для отбеливания бумаги

• для очистки масел

• сильного дезинфицирующего средства:

• для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование)

• для дезинфекции помещений и одежды

Перекись водорода – H₂O₂

В медицине растворы пероксида водорода применяются как антисептическое средство. При контакте с поврежденной кожей и слизистыми пероксид водорода под влиянием фермента каталазы распадается с выделением кислорода, что способствует сворачиванию крови и создает неблагоприятные условия для развития микроорганизмов.

Вопрос№44. Сера. Распространение в природе, свойства. Применение в с/х.

Нахождение в природе.

Сера широко распространена в приро­де. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном со­стоянии (самородная сера) в больших количествах встречается к Италии (остров Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Кры­му и других районах.

Сера часто встречается в виде соединений с другими элемента­ми. Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти.

Физические свойства.

Сера — твердое хрупкое вещество жел­того цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо раство­ряется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворите­лях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует не­сколько аллотропных модификаций.

При 444,6° С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, со­стоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый серным цветом.

Химические свойства.

Атом серы, имея незавершенный внеш­ний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления —2. Такую степень окисле­ния сера проявляет в соединениях с металлами и водородом . При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.

При обычных условиях молекула твердой серы состоит из 8 атомов, замыкающихся в кольцо. При нагревании кольцо разрывается.

1. При комнатной температуре сера реагирует со фтором и хлором, проявляя восстановительные свойства:

S + 3F₂ = SF₆

2S + Cl₂ = S₂Cl₂

2. С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании, окисляясь:

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

S + 2H₂SO₄(конц.) = 3SO₂ ↑ + 2H₂O

3. На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

S + O₂ = SO₂

4. При взаимодействии с металлами образует сульфиды:

2Na + S = Na₂S

5. При нагревании сера реагирует с углеродом, кремнием, фосфором, водородом:

C + 2S = CS₂ (сероуглерод)

6. Сера при нагревании растворяется в щёлочах:

3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

Применение.

Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: каучук приобретает повышенную прочность и упругость. В виде серного цвета (тонкого порошка) сера применяется для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Она употреб­ляется для получения пороха, спичек, светящихся составов.