Центральна Всеукраїнська 

Онлайн Бібліотека

Українські Реферати


Реферат на тему: Неметали та їх сполуки в Україні

Индекс материала
Реферат на тему: Неметали та їх сполуки в Україні
Страница 2
Страница 3
Страница 4

 

 

 

 

Реферат на тему: Неметали та їх сполуки в Україні

 

 

 

ОКСИГЕН І СУЛЬФУР

 

1. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ОКСИГЕНУ І СУЛЬФУРУ

Історичні відомості. Про історію відкриття кисню, моле­кули якого складаються з елемента Оксигену, ви довідалися ще у 8 класі. Тепер ознайомтеся з деякими історичними відомостями про сірку, що складається з елемента Сульфуру.

Сірка відома людині з давніх-давен. Легендарний дав­ньогрецький поет Гомер, який жив між XII і VIII ст. до н. е. і вважається автором епічних поем «Іліада» і «Одіссея», зазначає, що сірка застосовувалась для куріння під час релі­гійних обрядів. Вона входила до складу славнозвісного в історії стародавнього світу грецького вогню. Секретом його виготовлення володіли грецькі царі протягом чотирьох віків. У 941 р. під стінами Царграду було знищено флот київсько­го князя Ігоря. Літописець, розповідаючи про цю подію, за­значає, що греки пускали вогонь, ніби блискавку на небі, яка спалювала воїнів Ігоря, через що вони не змогли подо­лати греків. Про найдавніше знайомство людини з сіркою свідчить і походження її назви (від санскритського[1] слова «сіра», що означає світло-жовтий).

Оксиген і Сульфур — елементи VI групи періодичної си­стеми, входять до складу головної підгрупи.

Електронна будова. Що ж видно з електронних формул Оксигену 1s22s22p4

і Сульфуру 1s22s22p63s23p4, які ви щойно записали?

Вони показують, що в атомах Оксигену і Сульфуру на зовнішньому електронному шарі міститься по 6 електронів (див. підкреслене в електронних формулах) —пs2пр4. В ато­мах Оксигену ці 6 зовнішніх електронів розміщуються на орбіталях двох типів —s і р (одна s- і три p-орбіталі):

8O n=2

За рахунок двох неспарених p-електронів атом Оксигену, як правило, утворює два ковалентні зв'язки. При цьому він проявляє ступінь окиснення -2, наприклад Н2О-2, Fe2O-23p, H2So4-2.

У сполуках з найбільш електронегативним елементом — Флуором Оксиген виявляє позитивний ступінь окиснення, наприклад у фториді оксигену O+2F2-1

Існують сполуки, що містять зв'язок Оксиген—Оксиген (О—О), наприклад пероксид гідрогену Н2+1O2-1 або пероксид барію Ва+2O2-1. Ступінь окиснення Оксигену в таких сполуках дорівнює, як вважається, -1.

На відміну від Оксигену, який міститься у другому періоді періодичної системи і електрони в його атомах розміщені на двох електронних шарах (а електрони другого шару—на s- і p-орбіталях), Сульфур міститься у третьому періоді. Це означає, що електрони в атомах Сульфуру розміщені на трьох електронних шарах, а електрони третьо­го шару можуть розміщуватись на s-, р- і d-орбіталях (якщо атом перебуває у збудженому стані).

Отже, на відміну від атома Оксигену атом Сульфуру (ізольований, хімічно не зв'язаний) на зовнішньому елек­тронному шарі має вільні орбіталі, на які можуть переходи­ти електрони під час збудження атома, коли із затратою деякої енергії відбувається розпаровування електронних пар для утворення хімічних зв'язків з іншими атомами.

Таким чином, в атомі Сульфуру електрони на зовніш­ньому електронному шарі можуть розміщуватися так:

 

16S n=3 hjосновний стан атома

16S n=3

 

16S n=3

Атом Сульфуру, в якому є 2, 4 або 6 неспарених електро­нів, може виявляти у сполуках ступінь окиснення -2, +4, +6.

Наприклад: H2S-2; S+4O2; S+6O3; H2S+6O4; Na2S+6O4.

Атом Сульфуру порівняно з атомом Оксигену має більший радіус (чому?) і виявляє меншу елекгронегативність.

2. 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 газуватий озон:

 
   

3O2 2O3 ; ΔH =283,6 кДж.

Кисень поглинає енергію і перетворюється на озон, а озон самовільно розкладається, утворюючи кисень.

Обидві прості речовини —кисень O2 і озон О3 —утво­рені одним і тим самим хімічним елементом — Оксигеном, а властивості у них різні (табл. 1).

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).

Отже, кисень O2 і озон О3 —алотропні форми елемента Оксигену.

Порівняння властивостей кисню O2 і озонe О3 засвід­чує, що окисна активність озону вища, ніж кисню. Наприк­лад, вже за звичайних умов він окиснює багато які малоак­тивні прості речовини (срібло, ртуть тощо):

8Ag+2O3=4Ag2O+O2 ­

Таблиця 1. Властивості кисню й озону

Властивості простих речовин

Прості речовини

Кисень

озон

Агрегатний стан за звичайних 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

Неотруйний

Дуже отруйний

Хімічні властивості

Окисник

Дуже сильний окисник

Реакційна здатність

Висока

Жуже висока

< /p>

Підвищена окисна здатність озону (порівняно з киснем) пояснюється низькою енергією відриву атома Оксигену від молекули озону Оз, і в реакціях окиснення беруть участь саме ці атоми Оксигену.

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, мінеральних масел; як дезінфікуючий засіб у меди­цині; як окисник ракетного палива.

Зверніть увагу на фізіологічну дію озону: він отруйний для людини, тварин і рослин. Невеликі концентрації озону в повітрі створюють відчуття свіжості, але вдихання повітря навіть із зовсім малою концентрацією озону викликає по­дразнення дихальних шляхів, кашель, блювоту, запаморо­чення, стомленість.

Проте озон може бути не лише шкідливим, а й корис­ним.

Роль озону в збереженні життя на Землі. Біля поверхні Землі озону мало. Його концентрація у повітрі коливається (вночі менша, вдень більша). Влітку і навесні його в повітрі у 3,5 раза більше, ніж узимку і восени. Над полярними частинами Землі вміст озону в повітрі вищий, ніж над еква­тором, в атмосфері міст —вищий, ніж у сільській місцевос­ті. З віддаленням від поверхні Землі концентрація озону збільшується і досягає максимуму на висоті 20—25 км. Там утворюється так званий озоновий шар.

Озоновий шар відіграє значну роль у збереженні життя на нашій планеті. Він затримує найбільш згубну для люди­ни, тварин і рослин частину ультрафіолетової радіації Сон­ця, яка спричинює онкологічні (ракові) захворювання шкі­ри. Окрім того, озоновий шар разом з вуглекислим газом СО2, поглинає інфрачервоне випромінювання[2] Землі і тим самим запобігає її охолодженню. Так озоновий шар забез­печує збереження життя на Землі.

Виникає запитання, звідки ж береться озон в атмосфері і як саме він захищає нас.

Озон утворюється у верхніх шарах атмосфери внаслідок поглинання киснем ультрафіолетового випромінювання Сонця:

O2 + hv ® O + O

O + O2 ® O3

Крім того, поглинаючи променисту енергію Сонця (фотони), молекули кисню переходять у збуджений стан (помічено зірочкою) і під час дальшої взаємодії зі звичай­ним киснем також утворюють озон:

O2 + hv ® O2

O2 + O2 ® O3 + O

O + O2 ® O3

Озон, що утворився, огортає Землю з усіх боків. Але мо­лекули озону існують недовго. Відбувається зворотна реакція фотохімічного розкладу[3] озону, яка, власне, являє со­бою поглинання озоном фотонів:

O3 + hv ® O2 +O

Отже, в атмосфері існує цикл озону—збалансоване утворення і розклад його. Результатом існування цього циклу є перетворення ультрафіолетового випромінювання Сонця на теплову енергію. Але для нас головна «заслуга» озону полягає в тому, що він, «жертвуючи собою», поглинає ультрафіолетове випромінювання і тим самим не допускає високоенергетичні фотони Сонця до Землі.

Озоновий шар не є стабільним. Він може самовільно то збільшуватись, то зменшуватись над певною місцевістю по кілька разів на рік. Під впливом природних факторів (фото­хімічного розкладу, виверження вулканів, значного перемі­щення великих повітряних мас), а більшою мірою під впли­вом забруднення навколишнього середовища він зазнає руйнування, внаслідок чого утворюються так звані «озонові дірки», які збільшують ультрафіолетове навантаження на все живе на Землі.

Причиною техногенного[4] руйнування озонового шару є забруднення атмосфери оксидами нітрогену, наявність яких у 20 разів збільшує токсичність озону. Так, масове викидан­ня в атмосферу вихлопних газів реактивних літаків, що містять оксиди нітрогену, руйнує озоновий шар. Окрім того, використання хлоро- і флуоровмісних речовин (фрео­нів) у холодильних машинах також спричинює руйнування озонового шару. Адже фреони, якщо потрапляють в атмос­феру, реагують лише з озоном, бо відносно інших речовин вони інертні. Внаслідок цього над місцевістю може утвори­тися «озонова дірка».

Над Україною (окрім південної частини) загальний вміст озону за останні 20 років зменшився на 6 %, і утворилася аномальна[5] зона. Вам про це слід пам'ятати! Особливо небезпечна «озонова дірка» влітку. У цей період дуже потер­пають очі, тому треба користуватися сонцезахисними окулярами. Варто утримуватися і від загару, щоб не зашкодити шкірі.

Алотропія кисню й озону зумовлена різною кількістю атомів Оксигену в молекулах речовин —О2 і О3.

Проте буває й інша причина алотропії —різна структура кристалів. З таким типом алотропії ви ознайомитеся на прикладі сірки.

Сірка за звичайних 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 СS2, бензині, ефірі та ін.).

Мал.1 Форма молекул сірки

І в розчинах, і в кристалах сірка складається з циклічних молекул S8, які формою нагадують корону. (мал. 1). 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 (мал. 2).

Різна будова кристалів ромбічної і моноклінної сірки зумовлює різні їхні фізичні властивості. Деякі з них наводяться у таблиці 2.

а б

Мал.2 Кристалічні форми сірки:

б) ромбічна; б) - моноклінна

Якщо сірку розплавити і швидко охолодити, утворюється ще одна алотропна форма: пластична сірка — коричнева гумоподібна маса. Їй можна надати будь-якої форми, навіть розтягнути в нитку. Ця властивість пластичної сірки пояснюється : тим, що вона не містить молекул S8, а складається з довгих ланцюжків атомів Сульфуру. Ці ланцюжки безладно пере­плутані між собою. Під час розтягування вони розпрямля­ються, а якщо відпустити — знову скручуються. Цим пояс­нюється еластичність даної форми. Але пластична сірка дуже нестійка, швидко загусає, твердне, стає крихкою і пе­ретворюється на ромбічну.

Отже, у сірки є дві основні алотропні форми: ромбічна і моноклінна. Обидві вони складаються з молекул S8, а різняться кристалічною будовою.

Таблиця 2. Властивості ромбічної і монокдінної сірки

Властивості простих

Речовин

Сірка

ромбічна

Моноклінна

Колір

Лимонно-жовтий

Блідо-жовтий,

майже безбарвний

Густина

2,07 г/см3

1,96 г/см3

Температура плавлення

112,8 °С

119,3 °С

У природі зустрічаються найбільш стійкі алотропні форми. Так, до складу земної атмосфери входить кисень, бо його молекули стійкіші, ніж молекули озону.

 

Лабораторна робота 1

Ознайомлення із зразками сірки та її природних сполук

Розгляньте видані вам зразки сірки та її природних сполук. Для кожного з них запишіть у зошит: 1) назву, 2) хімічну формулу, 3) агрегатний стан, 4) колір,

5) твердість.

Ви довідались, що в природі дуже поширені сполуки Сульфуру з різними металами. Багато з них є цінними ру­дами: РbS — свинцевий блиск, ZnS — цинкова обманка, Сu2S — мідний блиск, FeS2 — залізний колчедан, або пірит. Поширені в природі й інші мінерали Сульфуру, в основно­му сульфати кальцію і магнію. Поклади сполук Сульфуру є в Україні (Львівська область), Туркменістані, Італії, Японії, США та ін.

3. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСНЮ І СІРКИ

Ви вже знаєте, що кисень — дуже реакційноздатна речо­вина. Він реагує з багатьма металами, неметалами багатьма складними речовинами, виявляючи властивості сильного окисника.

Хімічна активність сірки також доволі висока. При нагріванні вона реагує майже з усіма елементами (у формі простих речовин) і з багатьма складними речовинами, вияв­ляючи при цьому властивості як окисника, так і відновника (порівняйте з киснем), бо для неї характерні як позитивні ступені окиснення (+4, +6), так і негативний (-2).

1. Взаємодія з металами. Сірка як типовий неметал взає­модіє з багатьма металами (окрім золота), утворюючи суль­фіди. Так, якщо всипати порошок міді у розплавлену сірку (мал. 3), то відбувається реакція з утворенням чорного суль­фіду купруму (І) і виділенням великої кількості теплоти:

2Сu + S = Сu2S

Після початку реакції спиртівку відставляють.

2. Взаємодія з неметалами. Сірка безпосередньо взаємодіє з усіма неметалами (окрім йоду й азоту). Реакції відбуваються при нагріванні:

S + O2 = SO2 ­

H2 + S = H2S ­

Застосування. Найбільша маса сірки і природних суль­фідів витрачається на виробництво сульфатної кислоти. Сірка використовується і в інших галузях хімічної про­мисловості: для добування сульфітів Nа2SO3 і Са(НS03)2 для легкої

промисловості, сульфідів Nа2S, СаS,

Мал. 3. Взаємодія міді і сірки ВаS для шкіряного виробництва, виготовлення люмінофорів (речовин, здатних світитися). Сірку застосовують у виробництві барвників, гуми, чорного поро­ху, сірників, ліків, використовують її і в сільському госпо­дарстві для боротьби із шкідниками.

4. ОКСИДИ СУЛЬФУРУ

Сульфур утворює два кислотні оксиди: оксид сульфуру (IV) SO2 і оксид сульфуру(VІ) SO3. Різний кількісний склад молекул (і різна їхня будова) зумовлюють відмінні властивості цих речовин.

Оксид сульфуру (ІV) SO2(діоксид сульфуру, сірчистий 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 20 °С розчиняється 43 л SO2 ). Поряд з «фізичним» розчиненням одночасно відбувається хімічна взаємодія Невеликої частини молекул оксиду сульфуру (ІV) SO2 з водою, внаслідок чого утворюється сульфітна кислота:

 
   
< /p>

SO2 + H2O Н2SO3

Сульфітна кислота Н2SO3 —дуже нетривка сполука. Існує тільки у водних розчинах. За спроб виділити її роз­кладається на оксид сульфуру (ІV) і воду. Легко поглинає з повітря кисень і повільно окиснюється у сульфатну кислоту:

2H2SO3 + O2 = 2H2SO4

Сульфітна кислота Н2SO3 двохосновна. Належить до кислот середньої сили. У водному розчині дисоціює ступін­часте, в основному за першим ступенем:

 
   

І ступінь Н2SO3 H+ + HSO-3

гідросульфіт-іон

 

 
   

ІІ ступінь НSO-3 H+ + HSO2-3

сульфіт-іон

За другим ступенем дисоціація відбуваєтьсянезначноюмірою.

Як двохосновна сульфітна кислота Н2SO3 може утворю­вати два ряди солей:

а) середні солі —сульфіти і б) кислі солі — гідросульфіти (продукти неповного заміщення Гід­рогену кислоти на метал).

Якщо в розчин їдкого натру NаОН пропускати сірчистий газ SO2, то залежно від співвідношення речовин, що реа­гують, утвориться або середня, або кисла сіль:

NаОН + SО2 = NаНSO3

1 моль 1 моль гідросульфіт натрію

2NаОН + SO2 = Nа2SO3 +H2O

2 моль 1 моль сульфіт натрію

Це слід брати до уваги під час виконання дослідів та розв'язування задач.

Усі сульфіти—нерозчинні солі, за винятком сульфітів лужних металів і амонію.

Добування. Оксид сульфуру (IV) добувають спалюванням сірки, а також як побічний продукт випалювання сульфідних руд кольорових металів, наприклад:

S + O2 = SO2 ­

2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2­

У лабораторних умовах оксид сульфуру (IV) добувають дією кислот на сульфіти. При цьому замість нетривкої суль­фітної кислоти виділяється оксид сульфуру (ІV):

       
       

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3

H2O SO2­

Застосування. Найважливіша галузь застосування оксиду сульфуру (ІV) SO2 - це виробництво сульфатної кислоти H2SO4. Його використовують також у виробництві сульфітів і гідросульфітів. Сірчистий газ SO2 здатний знищувати мікроорганізми і шкідників сільськогосподарських культур, тому його використовують для обкурювання овочесховищ і з метою перевезення ягід і фруктів. Сірчистий газ знебарв­лює багато природних фарб, тому з його допомогою вибі­люють солому, шовк, вовну та інші матеріали. Застосовують його також для консервування фруктів і ягід та як дезінфікувальний засіб (для знищення плісені у підвалах, льохах, винних бочках, бродильних чанах).

Фізіологічна дія. Оксид сульфуру (IV) SO2 токсичний. Невелика концентрація його у повітрі викликає подразнен­ня слизових оболонок дихальних органів і очей. Тривала дія навіть малих концентрацій оксиду сульфуру (IV) призводить до виникнення у людини бронхіту, гастриту та інших хво­роб, у тому числі, можливо, й раку легенів.


Популярні роботи

Останні реферети