Химические свойства кислорода.

Кислород (O) — самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере (21% по объему), в земной коре (92%), в гидросфере (89%).

Кислород находится в VI группе Периодической системы, в главной подгруппе. Кислород проявляет во всех соединениях валентность II. Это низшая валентность из шести возможных в этой группе.

Кислород образует молекулы O2. Это газ без запаха, цвета и вкуса. Плотность кислорода при 0°С и давлении 1атм. 1,43 г/л, что в 1,11 раза больше плотности воздуха. Кислород малорастворим в воде. При 20°С и атмосферном давлении в 100 объемах воды растворяется 3 объема O2. Температура кипения кислорода равна –183°С; при этой температуре и давлении 1 атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета.

Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ:

- неметаллов:

C+O2=CO2;S+O2=SO2;4P+5O2=2P2O5;

- металлов:

3Fe+2O2=Fe3O4, или FeO·Fe2O3.

Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение — окисление:

2Cu+O2=2CuO;

б) горение сложных веществ:

2

C2H2

ацетилен

+5O2→4CO2+2H2O

У кислорода есть аллотропная модификация — озон O3. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы (Au,Pt,Ag):

Ag+O3=AgO+O2↑

(с кислородом серебро не реагирует)

Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне 6

−

e

, два из них — неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления +2,+4,+6. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления –2.

Сера (S) — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера S8 — стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с t°пл=112,8°С. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с t°пл=119,3°С, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при 160°С серы в холодную воду — образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

В таблице обобщены химические свойства серы и ее соединений.

Сера и ее соединения.

Сера

Соединения серы

Оксиды серы Серная кислота 1. При обычных условиях — твердое желтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде: S+O2=SO2 (проявляет восстановительные свойства). 3. Взаимодействует с металлами и водородом: Fe+S=FeS H2+S=H2S (проявляет окислительные свойства) В природе самородная сера S, сульфиды: FeS2(пирит), CuS; сульфаты: CaSO4·2H2O (гипс), Na2SO4 1. При обычных условиях SO2 — газ, SO3 — жидкое вещество (t°пл=16,8°С). 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя: - с водой: SO2+H2O⇄H2SO3 SO3+H2O=H2SO4 - со щелочами: SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O - с основными оксидами: SO3+CaO=CaSO4 Получение: 1) оксида серы (IV) а) в промышленности: - горение серы S+O2=SO2 - обжиг пирита 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 б) в лаборатории: Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O; 2) оксида серы (VI) в промышленности — каталитическое окисление оксида серы (IV): 2SO2+O2=2SO3

1. При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость (ρ≈2

г

с

м3), неограниченно растворимая в воде.
2. Сильная двухосновная кислота:
H2SO4=H++HSO4−⇄2H++SO42−
3. Взаимодействует с металлами:
Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑
В концентрированной кислоте пассивируются Al и Fe.
4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами:
H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O
H2SO4+Cа(OH)2=CаSO4+2H2O
3H2SO4+2Al(OH)3=Al2(SO4)3+6H2O
5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:
H2SO4+CuO=CuSO4+H2O
H2SO4+ZnO=ZnSO4+H2O
6. Концентрированная кислота гигроскопична:

Получение в промышленности в соответствии со схемой:
FeS2(илиS)

O2

→

SO2

O2

→

SO3

H2O

→

H2SO4

Химические свойства азота.

Азот (N) — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три — неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления –3 в соединениях с водородом (аммиак NH3) и с металлами (нитриды Li3N,Mg3N2).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления +3 и +5. Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления +1,+2,+4.

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы N2, атомы связаны прочной ковалентной связью N≡N. Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится 78%. Азот — составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли (NH4NO3,KNO3) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот — жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Азот и его соединения.

Азот

Соединения азота

Аммиак Оксиды азота Азотная кислота

1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула.
2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами):
N2+3H2⇄2NH3
$N_2+3Mg=Mg_3N_2
3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом):
N2+O2=2NO
Получение
1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха.
2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония:
NH4NO2

t°

→

N2+2H2O

1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ.
2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания:
NH3+H2O⇄NH4++OH–

3. Схема электронного строения иона аммония:

4. Взаимодействует с кислотами:

NH3+H+=NH4+

5. Проявляет восстановительные свой ства:

2NH3+3CuO

t°

→

3Cu+3H2O+N2

4NH3+3O2=2N2+6H2O

4NH3+5O2

кат

→

4NO+6H2O

Получение

1. В промышленности:

N2+3H2⇄2NH3+92кДж

2. В лаборатории:

2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O

1. Оксид азота (II) окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре:

2NO+O2=2NO2

2. Оксид азота (IV) взаимодействует с водой в присутствии кислорода:

4NO2+O2+2H2O=4HNO3

Образуются при взаимодействии:

1) азота с кислородом при высокой температуре или в условиях электрического разряда:

N2+O2=2NO

2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора:

4NH3+5O2

кат

→

4NO+6H2O;

3) меди с азотной кислотой:

а) концентрированной:

Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O;

б) разбавленной:

3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

1. Неустойчива, разлагается под действием света: 4HNO3=2H2O+4NO2↑+O2↑ 2. Является сильной кислотой, диссоциирует необратимо в водном растворе: HNO3+H2O=H3O++NO3− 3. Взаимодействует с основными оксидами: CаO+2HNO3=Cа(NO3)2+H2O CаO+2H+=Cа2++H2O 4. Взаимодействует с основаниями: Fe(OH)3+3HNO3=Fe(NO3)3+3H2O Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O 5. Реагирует с металлами без выделения водорода и по-разному — в зависимости от концентрации кислоты и активности металла. Получение 1. В промышленности взаимодействием оксида азота (IV) с водой и кислородом: 4NO2+O2+2H2O=4HNO3 2. В лаборатории вытеснением из солей нелетучей кислотой при нагревании: 2NaNO3,кр+H2SO4=2HNO3+Na2SO4