Общая характеристика элементов VIA-группы халькогены Сера Кислород

Общая характеристика элементов VIA-группы (халькогены). Сера. Кислород

Элементы VI группы главной подгруппы. • • • O Халькогены, т. е S « рождающие руды» . Se Te Po

Se и Te -минералов не образуют Ро - очень редкий радиоактивный элемент

Элементы VIА-группы (халькогены) O S Se Te Po z 8 16 34 52 84 Ar 15, 999 32, 066 78, 96 127, 60 208, 98 3, 50 2, 02 2, 60 2, 48 1, 76

Кислород

Кислород • Кислород – самый распространенный элемент на Земле (49, 5% масс. ). • Кислород существует в самородном виде (воздух) и входит в состав воды, горных пород и живых организмов. • В атмосфере содержание кислорода – 23, 13% масс. .

Аллотропные модификации кислорода. Молекула кислорода Газ без запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Молекула озона Газ с резким запахом свежести, тяжелее воздуха. Растворим в воде лучше, чем кислород.

Озон O 3 – светло-синий газ, взрывоопасен и ядовит. В жидком состоянии – темно-голубой, в твердом – темнофиолетовый. Получение: электр. разряд 3 O 2 2 O 3

Химические свойства кислорода: не взаимодействует с галогенами, благородными газами, золотом и платиновыми металлами.

Получение кислорода 2 KMn. O 4 = K 2 Mn. O 4 + Mn. O 2 + O 2↑ 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2↑ 2 KCl. O 3 = 2 KCl + 3 O 2↑ 2 Hg. O = 2 Hg + O 2↑ Дж. Пристли

• Кислород активно взаимодействует со щелочными металлами даже без нагревания. Металлы средней и низкой активности реагируют с кислородом при нагревании. 4 Li + O 2 = 2 Li 2 O 3 Fe + 2 O 2 = Fe 3 O 4 2 Mg + O 2 = 2 Mg. O

Реакция горения • При взаимодействии металлов и неметаллов с кислородом зачастую происходит выделение большого количества тепла и даже воспламенение. S + O 2 = SO 2 4 P + 5 O 2 = 2 P 2 O 5

Взаимодействие кислорода с азотом происходит только при нагревании свыше 2000 °C или же при электрическом разряде. N 2 + O 2 = 2 NO - Q

Кислород довольно активно взаимодействует не только с простыми, но и со сложными веществами. CH 4 + 2 O 2 = 2 H 2 O + CO 2 2 NO + O 2 = 2 NO 2

Пероксид водорода H 2 O 2 • Молекула H 2 O 2 полярна и диамагнитна • H 2 O 2 – бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое – светло-голубая).

Пероксид водорода H 2 O 2 • В разбавленных растворах пероксид водорода неустойчив и самопроизвольно диспропорционирует: 2 H 2 O 2–I = 2 H 2 O–II + O 20

Сера

Сера- химический элемент • Сера - химический элемент ΙΙΙ( малого) периода, 3 ряда, VΙ(А) группы • Атомный номер 16 • Заряд ядра +16 • Атомная масса 32, 066

Шкала степеней окисления серы +VI SO 3, H 2 SO 4, K 2 SO 4, SF 6 +IV SO 2, Na 2 SO 3, SF 4, SCl 4 0 S (S 8, Sx, S 6, S 4, S 2, S 0) I Na 2 S 2, Fe. S 2 II H 2 S, Na 2 S, CS 2

— твердое агрегатное состояние — желтого цвета — не растворима в воде — не смачивается водой — растворяется в органических растворителях

Модификации серы Ромбическая Моноклинная Пластическая

В природе сера встречается как в виде самородной серы, так и в составе минералов и горных пород, таких как сульфиды и сульфаты.

Обычная ромбическая сера состоит из циклических молекул S 8. Кристаллы ромбической серы представляют собой октаэдры со срезанными углами. Ромбическая сера имеет полупрозрачную лимонно-жёлтую окраску, температура плавления — 112, 8 ˚С.

Пластическая сера Резиноподобное вещество коричневого цвета.

Получение. 1. Выплавление из горных пород Fe. S 2 → Fe. S + S (без доступа воздуха) 2. В лаборатории Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода). 1) H 2 S + O 2 → S + Н 2 О 2) H 2 SO 3 + H 2 S → S + H 2 O

Химические свойства серы Взаимодействует со многими металлами, кроме золота и платины: Mg + S = Mg. S 2 Al + 3 S = Al 2 S 3 Взаимодействует со всеми щелочными, щёлочноземельными металлами, а также медью, ртутью и серебром при обычных условиях: Cu + S = Cu. S Hg + S = Hg. S

Химические свойства серы С остальными металлами сера реагирует при нагревании: Zn + S = Zn. S Окислительные свойства сера проявляет при взаимодействии с некоторыми неметаллами: H 2 + S = H 2 S

Химические свойства серы Из неметаллов с серой не реагируют только азот, йод и благородные газы. При взаимодействии с кислородом сера проявляет восстановительные свойства: S + O 2 = SO 2

Химические свойства серы Взаимодействие с кислотами S + H 2 SO 4(конц. ) = SO 2 ↑ + H 2 O S + 6 HNO 3 (конц. ) = H 2 SO 4 + 6 NO 2↑ + 2 H 2 O

Химические свойства серы Взаимодействие со щелочами S + KOH = K 2 S + K 2 SO 3 + H 2 O

СЕРА в организме человека • Сера входит в состав белков(волосы) • Сера- составная часть активных веществ: витаминов и гормонов • При недостатке серы в организме наблюдаются хрупкость и ломкость костей, выпадение волос.

Применение серы

Характеристика и свойства H 2 S – сероводород o Бесцветный газ с неприятным запахом o Ядовит o Растворим в воде o Слабая кислота(двухосновная) o Диссоциирует в две ступени

Получение. 1) H 2 + S → H 2 S 2) Вытеснение сероводорода из сульфидов сильными кислотами HCl + Fe. S → H 2 S + Fe. Cl 2

Диссоциация. Диссоциация происходит в 2 ступени: 1. H 2 S → H+ + HS- 2. HS- → 2 H+ + S 2 -

Химические свойства !! Только восстановитель 2 H 2 S + O 2(недост) → 2 S + 2 H 2 O 2 H 2 S + 3 O 2(изб) → 2 SО 2 + 2 H 2 O H 2 S + Ca → Ca. S + H 2 S + Ca. O→ Ca. S + H 2 O H 2 S + 2 Na. OH→ Na 2 S + 2 H 2 O H 2 S + 2 Fe. Cl 3 → 2 Fe. Cl 2 + S + 2 HCl H 2 S + Br 2 → S + 2 HBr Качественная реакция на сероводородную кислоту: H 2 S + Pb(NO 3)2 → Pb. S↓ + 2 HNO 3 (черный)

SO 2 – сернистый газ Характеристика и свойства o Бесцветный газ с резким запахом o Ядовит o Тяжелее воздуха o Хорошо растворим в воде

Получение. 1. В промышленности: обжиг сульфидов to 4 Fe. S 2 + 11 O 2 → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 2. В лаборатории: Горение серы t o S + O 2 → SO 2↑ Действие кислот на соли сернистой кислоты to Na 2 SO 3 + 2 HCl → 2 Na. Cl + SO 2 ↑ + H 2 O При окислении тяжелых металлов концентрированной серной кислоты to Cu + 2 H 2 SO 4(к) → Cu. SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Химические свойства SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 2 Na. OH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O (Na. HSO 3) SO 2 – восстановитель: 2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3 to SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O → H 2 SO 4 + 2 HBr кат. SO 2 – окислитель: SO 2 + С → S + СO 2 SO 2 + 2 H 2 S → 3 S + 2 H 2 O

Характеристика и свойства SO 3 – серный ангидрид o Бесцветная жидкость o При температуре <17 – белая кристаллическая масса o Гигроскопичен

Получение. 1) В промышленности to , 2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3 кат 1) В лаборатории t o Fe 2(SO 4)3 → Fe 2 O 3 + 3 SO 3

Химические свойства SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Серная кислота в природе Европа – спутник Юпитера Кипящее озеро (Курильски е острова) Кислотное озеро на глубине вулкана Малый Семячик Облака планеты Венера

Физические свойства H 2 SO 4 жидкость, Обладает - бесцветная маслянистая тяжелая без запаха, нелетучая сильным при водоотнимающим свойством. Хорошо растворяется в воде. Техника безопасности: Кислоту приливают в воду осторожно, тоненькой струйкой. н. у.

Разбавление серной кислоты https: //www. youtube. com/watch? v=55 Azmbliyy. I

Химические свойства H 2 SO 4 Разбавленная Концентрированная

Химические свойства разбавленной H 2 SO 4 1. Взаимодействие с металлами (Стоящими до Н в ЭРНМ) Zn + H 2 SO 4 = Zn. SO 4 + H 2↑ Cu + H 2 SO 4 ≠

Химические свойства разбавленной H 2 SO 4 2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами H 2 SO 4 + Cu. O = Cu. SO 4 + H 2 O

Химические свойства разбавленной H 2 SO 4 3. Взаимодействие с основаниями: а) щелочами H 2 SO 4 + 2 Na. OH = Na 2 SO 4 + 2 H 2 O б) нерастворимыми основаниями H 2 SO 4 + Cu(OH)2 = Cu. SO 4 + 2 H 2 O

Химические свойства разбавленной H 2 SO 4 4. Взаимодействие с солями H 2 SO 4 + Ba. Cl 2 = Ba. SO 4↓+ 2 HCl белый Качественная реакция – выпадение белого осадка

Химические свойства концентрированной H 2 SO 4 Концентрированная H 2 SO 4 - сильный окислитель за счет S(+6) 1. Взаимодействие с металлами + активные металлы + малоактивные металлы + Fe, Al H 2 S, S, SO 2 Пассивация металла Cu + 2 H 2 SO 4 (конц) = Cu. SO 4 + SO 2↑ + 2 H 2 O окисление Cu+2 – восстановление +6 + 2 e. S S+4 Cu 0 2 e- восстановитель окислитель

СВОЙСТВА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ • https: //www. youtube. com/watch? v=Nb. G 1 fq 5 Mk. Ag

Соли серной кислоты Глауберова Na 2 SO 4× 10 H 2 O соль Ca. SO 4× 2 H 2 O Гипс Ba. SO 4 Сульфат бария Cu. SO 4× 5 H 2 O Медный купорос

СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ! 59

Задание. Определите степени окисления серы в соединениях : SO 2, H 2 S, SO 3, Ca. S, Na 2 SO 4, Na. HS, KHSO 4, Mg. SO 4, H 2 SO 4, K 2 SO 3.

Тест 1. Концентрированная серная кислота при комнатной температуре не действует на каждое из двух веществ: А) Mg, Cu; Б) Na, Zn; В) Ca, Li; Г) Fe, Al. 2. Разбавленная серная кислота реагирует с каждым из веществ: А) Cu и KO H; Б) Na 2 CO 3 и Al(OH)3 В) Al. Cl 3 и Ag; Г) Fe. SO 4 и H 2 SO 4 3. При разбавлении серной кислоты всегда приливают кислоту к воде. Чем опасно разбавление концентрированной серной кислоты приливанием к ней воды? : А) Может возникнуть пожар; Б) Может произойти разложение воды; В) Может выделиться ядовитое вещество; Г) Может произойти разбрызгивание раствора вследствие выделения теплоты. 4. Водный раствор серной кислоты реагирует с каждым из веществ: А) С цинком и оксидом натрия; Б) С железом и оксидом углерода (II); В) С алюминием и хлоридом натрия; Г) С медью и гидроксидом калия.

Тест (ответы) 1–Г 2–Б 3–Г 4–А

1. Распределение электронов по энергетическим уровням в атоме серы: А. 2, 6. В. 2, 8, 6. Б. 2, 8. Г. 2, 8, 8. 2. Ряд формул веществ, в котором степень окисления серы уменьшается: А. SO 3 -Fe. S-SO 2. В. SO 2 -S-H 2 S. Б. Mg. S-S-SO 2. Г. S-H 2 S-Al 2 S 3.

3. Свойство, характерное для серы: А. Хорошо растворима в воде. Б. Имеет металлический блеск. В. Твердое вещество желтого цвета. Г. Проводит электрический ток. 4. Уравнение реакции, в котором элемент сера является восстановителем: А. Fe+H 2 SO 4=Fe. SO 4+H 2. Б. S+O 2=SO 2. В. 2 Li+S=Li 2 S. Г. SO 3+H 2 O=H 2 SO 4

• • 1. 2. 3. 4. В В, Г В Б