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.
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

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.
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
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.