Реферат на тему Оксиген і сульфур - Хімія - Реферати - Каталог статей

Реферат на тему Оксиген і сульфур. Оксиген і сульфур Загальна характеристика оксигену і сульфуру Оксиген і Сульфур – елементи Vш групи періодичної системи, належать до головної підгрупи. Електронна будова. Що ж видно з електронних формул Оксигену 1s22s22p4 і Сульфуру 1s22s22p63s23p4. Поняття про алотропію. Озон. Хімічні елементи у вільному стані існують у формі простих речовин. Так, елемент Оксиген утворює дві прості речовини – кисень О2 та озон О3. Озон. Якщо на кисень подіяти електричним розрядом, то з'являється характерний запах свіжості – утворюється газоподібний озон: Кисень поглинає енергію і перетворюється на озон, а озон самовільно розкладається, утворюючи кисень. Обидві прості речовини – кисень О2 і озон О3 – утворені одним і тим самим хімічним елементом – Оксигеном, а властивості у них різні. Явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями і будовою, називається алотропією, а самі прості речовини – алотропними формами (модифікаціями). Властивості кисню й озону. Властивості простих речовин \| Прості речовини кисень \| озон Агрегатний стан за стандартних умов \| Газ \| Газ Колір \| Безбарвний \| Синій Запах \| Без запаху \| Різкий, своєрідний Розчинність (у 100 об’ємах Н2О при 200С) \| 3 об’єми \| 49 об’ємів Густина газу за н.у. \| 1,43 г/л \| 2,14 г/л Температура кипіння \| -1930С \| -1120С Температура плавлення \| -2190С \| -1920С Фізіологічна дія \| Неотруйна \| Дуже отруйний Хімічні властивості \| Окисник \| Дуже сильний окисник Реакційна здатність \| Висока \| Дуже висока Застосування озону зумовлене його винятковими окисними властивостями. Озон використовується для озонування питної води, що значно ефективніше, ніж хлорування; для знешкодження промислових стічних вод; вибілювання тканин, мінеральний масел; як дезинфікуючий засіб у медицині; як окисник ракетного палива. Проте буває й інша причина алотропії – різна структура кристалів. З таким типом алотропії ви ознайомитися на прикладі сірки. Сірка за стандартних умов – крихка кристалічна речовина жовтого кольору. Погано проводить теплоту і не проводить електричного струму. У воді не розчиняється краще розчиняється в деяких розчинниках (у сірковуглеці CS2, бензині, етері та ін.). І в розчинах, і в кристалах сірка складається з циклічних молекул S8, які за формою нагадують корону. Але в кристалах ці молекули можуть бути упаковані по-різному. Якщо молекули розташовані щільно, утворюється алотропна форма ромбічна сірка. Менш щільне упакування молекул спричинює виникнення іншої алотропної форми – моноклінної сірки. Якщо сірку розплавити і швидко охолодити, утворюється ще одна алотропна форма: пластична сірка – коричнева губоподібна маса. Властивості ромбічної і моноклінної сірки Властивості простих речовин \| Сірка ромбічна \| моноклінна Колір \| Лимонно-жовтий \| Блідо-жовтий, майже безбарвний Густина \| 2,07 г/л \| 1,96 г/л Температура плавлення \| 112,80С \| 119,30С Хімічні властивості кисню і сірки Кисень – дуже реакційно здатна речовина. Він реагує з багатьма мате лами, неметалами і багатьма складними речовинами, виявляючи властивості сильного окисника. Хімічна активність сірки також доволі висока. При нагрівання вона реагує майже з усіма елементами. 1. Взаємодія з металами. 2Cu + S = Cu2S 2. Взаємодія з неметалами. S + O2 = SO2^ H2 + S = H2S ^ Застосування. Найбільша маса сірки і природних сульфідів витрачається на вироблення сульфатної кислоти. Оксиди сульфуру. Сульфур утворює два кислотні оксиди: оксид сульфуру (IV) SO2 і оксид сульфуру (VI) SO3/ Оскид сульфуру (IV) SO2 (діоксид сульфуру, сірчастий газ) – це безбарвний важкий газ (у 2,2 раза важчий за повітря), з різким запахом, що викликає кашель. Негорючий. Дуже легко розчиняється у воді (в 1л води при 200С розчиняється 43 л SO2. Застосування. Найважливіша галузь застосування оксиду сульфуру (IV) SO2 – це виробництво сульфатної кислоти H2SO4. Фізіологічна дія. Оксид сульфуру (IV) SO2 токсичний. Невелика концентрація його у повітрі викликає подразнення слизових оболонок дихальних органів і очей. Вплив на навколишнє середовище. Діоксид сульфуру SO2 один з основних забрудників повітря, він отруює навколишнє середовище. Звідки ж береться діоксид сульфуру SO2 у повітрі? Природним джерелом SO2 є окислення сірководню H2S атмосферним киснем й озоном: 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O H2S + O3 = SO2 + H2O Діоксид сульфуру SO2, потрапляючи у повітря, викликає утворення “кислотних дощів”, шкідливих для усього живого. Оксид сульфуру (IV) SO3 (триоксид сульфуру) – безбарвна рідина, яка за температури, нижчої від 170С, кристалізується, перетворюючись на довгі шовковисті кристали. Дуже легка речовина, сильний окисник. Токсичний, уражує слизові оболонки й дихальні шляхи, викликає тяжкі опіки шкіри, енергійно руйнує органічні сполуки. Зберігають його у запаяних скляних посудинах. Оксид сульфуру (VІ) на повітрі димить, бурхливо взаємодіє з водою з виділенням великої кількості теплоти, утворюючи сульфатну кислоту: SO3 + H2O = H2SO4 Застосовується оксид сульфуру (IV) SO3 у виробництві сульфатної кислоти H2SO4. У лабораторній практиці він використовується як водовбирний засіб. Сульфатна кислота. Сульфатна кислота H2SO4 (безводна, 100%-ва) – важка безбарвна оліїста рідина. Густина її концентрованого розчину (w(H2SO4) = 98%) за стандартних умов 1,84 г/см3. вона нелегка, запаху не має. Надзвичайно гігроскопічна. Активно вбирає вологу. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. Розчинення сульфатної кислоти у воді супроводжується виділенням великої куль ості теплоти, що може призвести до закипання води і розбризкування кислоти. Розбавлена сульфатна кислота виявляє всі хімічні властивості, характерні для кислот. Зміна кольору індикатора. Дисоціація кислоти. І ступінь H2SO4 Н+ + HSO -4 – гідрогенсульфат-іон ІІ ступінь HSO –4 Н+ + SO -24 – сульфат-іон. Взаємодія з основами. 4. Взаємодію з оксидами металів. MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O 5. Взаємодія з солями. Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O 2KNO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2HNO3 6. Взаємодія з металами. Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 Застосування сульфатної кислоти і сульфатів. Сульфатна кислота є важливим продуктом хімічної промисловості. Вона у великих кількостях застосовується у виробництві мінеральних добрив, волокон, пластмас, барвників, вибухових речовин, у металургії в процесі добування міді. Нікелю, урану та інших металів. Використовується також як осушувач газів. Серед сульфатів велике практичне значення мають мідний і залізний купороси CuSO4 5H2O i FeSO4 7H2O.
1 2 3 4 5 Категория: Хімія \| Добавил: Aspirant (03.05.2013)
Просмотров: 810 \| Рейтинг: 0.0/0

Всего комментариев: 0


Имя *:
Email *:

Код *: