Халькогены

Разбор сложных заданий в тг-канале:

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 $1$ атм. $1,43$ 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 $O_2$. 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:

$C+O_2=CO_2; S+O_2=SO_2; 4P+5O_2=2P_2O_5;$

- металлов:

$3Fe+2O_2=Fe_3O_4$, или $FeO·Fe_2O_3$.

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

$2Cu+O_2=2CuO$;

б) горение сложных веществ:

$2{C_2H_2}↙{ацетилен}+5O_2→4CO_2+2H_2O$

У кислорода есть аллотропная модификация — озон $O_3$. 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 ($Au, Pt, Ag$):

${Ag+O_3=AgO+O_2↑}↙{\text "(с кислородом серебро не реагирует)"\ }$

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 $S_8$ — 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:
$S+O_2=SO_2$
(проявляет восстановительные свойства).
3. Взаимодействует с металлами и водородом:
$Fe+S=FeS$
$H_2+S=H_2S$
(проявляет окислительные свойства)
В природе самородная сера $S$, сульфиды: $FeS_2$ (пирит), $CuS$; сульфаты: $CaSO_4·2H_2O$ (гипс), $Na_2SO_4$
1. При обычных условиях $SO_2$ — газ, $SO_3$ — жидкое вещество ($t°{пл}=16,8°С$).
2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя:
- с водой:
$SO_2+H_2O⇄H_2SO_3$
$SO_3+H_2O=H_2SO_4$
- со щелочами:
$SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$
$SO_3+2NaOH=Na_2SO_4+H_2O$
- с основными оксидами:
$SO_3+CaO=CaSO_4$
Получение:
1) оксида серы (IV)
а) в промышленности:
- горение серы
$S+O_2=SO_2$
- обжиг пирита
$4FeS_2+11O_2=2Fe_2O_3+8SO_2$
б) в лаборатории:
$Na_2SO_3+H_2SO_4=Na_2SO_4+SO_2↑+H_2O$;
2) оксида серы (VI) в промышленности
— каталитическое окисление оксида серы (IV):
$2SO_2+O_2=2SO_3$
1. При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость ($ρ≈2 г/см^3$), неограниченно растворимая в воде.
2. Сильная двухосновная кислота:
$H_2SO_4=H^{+}+HSO_4^{-}⇄2H^{+}+SO_4^{2-}$
3. Взаимодействует с металлами:
$Zn+H_2SO_4=ZnSO_4+H_2↑$
В концентрированной кислоте пассивируются $Al$ и $Fe$.
4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами:
$H_2SO_4+2NaOH=Na_2SO_4+2H_2O$
$H_2SO_4+Cа(OH)_2=CаSO_4+2H_2O$
$3H_2SO_4+2Al(OH)_3=Al_2(SO_4)_3+6H_2O$
5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:
$H_2SO_4+CuO=CuSO_4+H_2O$
$H_2SO_4+ZnO=ZnSO_4+H_2O$
6. Концентрированная кислота гигроскопична:

Получение в промышленности в соответствии со схемой:
$FeS_2(или S){→}↖{O_2}SO_2{→}↖{O_2}SO_3{→}↖{H_2O}H_2SO_4$

Составим твой персональный план подготовки к ЕГЭ

Хочу!