Галогены и Халькогены. Общая характеристика галогенов и халькогенов на основе положения в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева и строении атома

Ход урока

1. Организационный момент

2. Проверка домашнего задания.

Тест «Щелочные и щелочноземельные металлы»

1. К щелочным металлам относятся:

A) натрий и магний

B) литий и натрий

C) алюминий и литий

D) магний и алюминий

E) кальций и натрий

2 Атомы лития и натрия содержат на внешнем электронном уровне число электронов:

A) 1 и 1

B) 3 и 1

C) 1 и 2

D) 2 и 1

E) 1 и 3

3 Калий имеет соответственно порядковый номер, номер периода и группы

A) 19, 4, I

B) 39, 4, I

C) 19, 1, IV

D) 39, 19, I

E) 39, 1, IV

4 К щелочам относится:

A) LiOH

B) Be(OH)₂

C) Cu(OH)₂

D) Al(OH)₃

E) Ni(OH)₂

5. В группе щелочных металлов цезий является наименее электроотрицательным элементом, так как:

A) Имеет наименьший радиус атома.

B) Имеет большую атомную массу.

C) Валентные электроны больше всех удалены от ядра.

D) Имеет наибольшее число электронов.

E) Находится в VII периоде.

6. В ряду химических элементов Rb → K → Na → Li металлические свойства

A) Вначале усиливаются, затем ослабевают

B) Усиливаются

C) Вначале ослабевают, затем усиливаются

D) Не изменяются

E) Ослабевают

7. Щелочной и щелочноземельный металлы соответственно

A) Li, B

B) Cs, Al

C) Fr, F

D) K, C

E) Rb, Mg

8. Барий находится в

А) 1 группе 6 периода

B) 2 группе 7 периода

C) 2 группе 5 периода

D) 2 группе 6 периода

E) 6 группе 2 периода

9. Щелочные металлы находятся в главной подгруппе группы номер

A) 3

B) 1

C) 2

D) 5

E) 7

10. Электронная конфигурация атома натрия

A) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹

B) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

C) 2s² 2s¹

D) 1s² 2s² 2p¹

E) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹

3. Актуализация знаний, определение темы и цели урока

Беседа:

1. Опишите положение неметаллов в ПСХЭ?

2. В чем заключается особенности строения атомов элементов неметаллов?

3. Как изменяются окислительные и неметаллические свойства элементов в группах и периодах?

4. Мотивация учебной деятельности

Мы продолжаем изучение большой и важной темы «Неметаллы».  Сегодняшнее учебное занятие будет посвящен изучению самых активных неметаллов.  Попробуйте определить, о каком химическом элементе идет речь.

Угадай элемент:

1. Этот химический элемент входит в состав костной ткани и зубной эмали. Его соединения добавляют в зубную пасту. (Фтор)

2. Его слабый запах можно ощущать в  водопроводной воде (им обеззараживают воду)  и при применении отбеливателя. (Хлор)

3. Каждый пользовался спиртовой настойкой  этого вещества как кровоостанавливающим и обеззараживающим средством.(Йод)

4. Без какого вещества невозможно горение любых веществ? (кислород)

5. Какое вещество выделяется, когда мы режим лук и плачем? (Сера)

Тема  урока сегодня

Галогены и Халькогены. Общая характеристика галогенов и халькогенов на основе положения в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева и строении атома

Задачи, которые поставите перед собой на уроке:

• 1.Дать характеристику семейств галогенов и халькогенов по их  положению  в Периодической системе и строению атомов;

• 2.Изучить состав и строение молекул, физические  и   химические свойства    галогенов и халькогенов.

5. Изучение нового материала

Галогены

Характеристика химических элементов, на основании положения в ПСХЭ.

Упражнение 1: дайте характеристику элемента фтор, хлор, бром, йод по плану:

1. Химический знак

2. Положение в ПС.

3. Состав ядра атома.

4. Укажите общее число электронов и число электронов на внешнем энергетическом уровне.

5. Степени окисления.

6. Высший оксид и его характер.

7. Водородное соединение.

Вывод. Все элементы находятся в 7 группе, главной подгруппе. все атомы содержат на внешнем энергетическом уровне 7 ē, являются сильными окислителями (ст. ок. -1). Хлор, бром, йод – проявляют восстановительные свойства, т.к. могут проявлять положительную степень окисления.

Упражнение 2:

Объяснить характер изменений (увеличение или усиление) или (уменьшение или ослабление) в подгруппе галогенов с ростом:

- порядкового номера;

- заряда ядра атома;

- количества электронов на внешнем слое;

- радиус атома;

- неметаллические свойства;

- окислительные свойства;

- электроотрицательность. 

Вывод: В 7 группе главной подгруппе увеличивается радиус атома, ослабевают окислительная способность, неметаллические свойства, уменьшается электроотрицательность, поэтому фтор самый сильный неметалл.

Упражнение3: Впишите знак или = вместо *

1. Заряд ядра: Cl * Br , I * F, Cl * P

2. Число электронных слоев: Cl * Br , I * F, Cl * P

3. Число электронов на внешнем уровне: Cl * Br , I * F, Cl * P

4. Радиус атома: Cl * Br , I * F, Cl * P

5. Окислительные свойства: Cl * Br , I * F, Cl * P

Физические свойства

Фтор и хлор – газы, бледно-желтого и желто-зеленого цвета. Бром – жидкость темно-бурого цвета. Йод – кристаллическое вещество серо-стального цвета с металлическим блеском, при нормальном давлении, не плавясь.

Фтор растворим в жидком водороде, кислороде.

Хлор растворяется в воде (хлорная вода), спирте, эфире. Бром растворяется в воде (бромная вода), но хуже, чем Cl₂. В большинстве органических растворителей растворяются легко.

Йод – мало растворим в воде, легко – в органических растворителях. Все галогены имеют резкий запах, ядовиты. Ионы галогенов обладают биологической активностью. У животных и у человека фтор содержится в костной ткани эмали зубов. При недостатке фтора развивается кариес. Хлор в виде иона присутствует в жидких тканях организма в качестве пртивоиона к ионам Na⁺ и К⁺. Иодид – ион регулирует деятельность щитовидной железы.

Упражнение 4: Заполнить таблицу:

Вывод: С увеличением относительной молекулярной массы веществ увеличивается температура кипения и температура плавления. Все простые вещества – галогены имеют молекулярную кристаллическую решётку, которая оказывает влияние на агрегатное состояние молекул, поэтому фтор и хлор -газы, бром – жидкость, а йод – твёрдое вещество, но для йода характерно такое физическое явление как возгонка, т.е. переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкую фазу. При возгонке в нагреваемой части прибора кристаллическое вещество испаряется, а в охлажденной снова конденсируется.

4) Химические свойства

Химические свойства галогенов

По ряду F₂ Cl₂ Br₂ I₂ ® окислительная активность уменьшается. Галогены взаимодействуют:

1. Со щелочными металлами (фтор - со всеми металлами при нагревании даже с Pt, Au)

2Na + Cl₂ ® 2NaCl

1. С медью, железом и оловом при нагревании

Cu + Cl₂ ® CuCl₂

1. С неметаллами

1. c H₂: H₂ + F₂ ® 2HF (в темноте со взрывом)

H₂ + Cl₂ ® 2CuCl (на свету)

H₂ + Br₂ ® 2HBr (при нагревании)

H₂ + I₂ ® 2 HI (при сильном нагревании)

б) с Si: 2F_{2 +} Si ® SiF₄ + Q

в) c S: 3F₂ + S ® SF₆ + Q

г) c P: 2P + 3Cl₂ ® 2PCl_{3 +} Q

во всех реакциях галогены – окислители.

1. Со сложными веществами

2H₂O + 2F₂ ® 4HF + O₂ + Q

SiO₂ + 2F₂ ® SiF₄ +O₂ +Q

Халькогены:

Общая характеристика элементов главной подгруппы 6 группы

Главную подгруппу 6 группы периодической системы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний.

Внешний энергетический уровень имеет конфигурацию s²p⁴ и разделены по ячейкам.

II пер О 1S² 2S² 2p⁴

III пер S 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁴

IV пер Se 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁴

V пер Te 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁴

VI пер Po 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁴

Атом кислорода отличается от S, Se, Te, Po отсутствием d-подуровня внешнего уровня. Поэтому кислород проявляет постоянную валентность (2). Остальные халькогены имеют свободную d-орбитали, поэтому они имеют переменную валентность (II,IV,VI).

Упражнение 5: Заполнит таблицу «Сравнительная характеристика кислорада и серы»

Кислород О

1. Нахождение в природе

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В воздухе в свободном виде его содержание составляет 20, 95 % (по объему), в земной коре - 47,2 % (по массе).

Кислород входит в состав углеводов, жиров, белков. В человеческом организме 61 % кислорода.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: О₈¹⁶, О₈¹⁷, О₈¹⁸.

В природе встречается в двух аллотропных видоизменениях: О₂ и О₃ – озон.

2. Получение кислорода

В лаборатории:

t⁰

а) 2КClO₃ ® 2KCl+3O₂

t⁰

б) 2KMnO₄ ® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

MnO₂

в) 2H₂O₂ ® H₂O +O₂

В промышленности – из сжиженного воздуха. При испарении вначале выделяется азот (t_кип – 196^oC), а в жидкости остается О₂ (t_кип -183^оС).

3. Физические свойства.

О₂ – бесцветный газ, без запаха и вкуса.

t_кип -183^оС, тяжелее воздуха

4. Химические свойства

В реакциях кислород проявляет только окислительные свойства, образуя соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона, аргона. Непосредственно не реагирует только с галогенами, золотом и платиной.

4Cs+O₂ ® 2Сs₂O (Cs самовозгорается при комнатной температуре)

4P+SO₂®2P₂ O₅ H₂+O₂ ®H₂O

S+O₂ ® SO₂ C+O₂®CO₂

Кислород взаимодействует и со сложными веществами:

2H₂S+3O₂® 2SO₂+2H₂O

CH₄+O₂ ® CO₂ +H₂O

C₂H₅OH+3O₂ ® 3CO₂+3H₂O

Эти реакции называются горением, т.к. сопровождаются выделением света и тепла. Но есть и другие процессы, в которых выделяется энергия, а свет не выделяется (дыхание - процесс окисления органических веществ в животном и растительном мире).

Медленное окисление органических веществ на воздухе называется гниением.

5. Озон

Озон – аллотропное видоизменение кислорода. Молекула состоит из 3-х атомов (О₃).

В газообразном состоянии имеет синеватый цвет, а в жидком – темно-синий.

О₂®2О происходит

О+О₂DО₃ поглощение энергии

Озон – рекционноспособное вещество

О₃®О₂+О

Поэтому озон – сильнейший окислитель.

PbS+4O₃®PbSO₄+4O₂

KI+O₃+H₂SO₄® I₂+K₂SO₄+O₂+H₂O

Озон токсичен для микроорганизмов, поэтому применяется для обеззараживания воды и воздуха

6. Применение кислорода

Кислород применяется в химической промышленности для получения азотной и серной кислот, в процессах обжига руд, в производстве чугуна и стали, для сварки и резки металлов.

Биологическая роль кислорода – исключительно велика в процессах жизнедеятельности, т.к. окисление углеводов, жиров и белков служит источником энергии живых организмов. Дыхание осуществляется при участии кислорода, человек вдыхает в сутки 20-30 м³ воздуха. Снижение содержания О₂ в воздухе до 9% опасно для жизни.

Сера S³²₁₆

1. Нахождение в природе

Широко распространена в природе и встречается в самородном виде и в виде соединений

Сульфиды: PbS – свинцовый блеск;

Cu₂S - медный блеск;

ZnS – цинковая обманка

FeS₂ - пирит (железный колчедан)

CuFeS₂ – халькопирит

Сульфаты:CaSO₄×2H₂O - гипс;

MgSO₄ ×2H₂O – кизерит.

1. Получение серы

FeS₂ ® FeS + S (нагревают до высоких температур)

2H₂S + O₂ ® 2S + 2 H₂O (окисление сероводорода)

SO₂ + C ® CO₂ +S (восстановление углеродом)

Самородную серу очищают от посторонних веществ путем нагревания и дальнейшей перегонки.

1. Физические свойства серы

Сера – твердое вещество лимонно-желтого цвета, не растворяется в воде, трудно растворяется в сероуглероде CS₂. Сера образует несколько аллотропных видоизменений.

Ромбическая сера. Наиболее устойчивая модификация. Кристаллы, имеющие вид октаэдров. В эту модификацию превращаются все остальные модификации.

Моноклинная сера. При медленном охлаждении серы образуются длинные темно-желтые игольчатые кристаллы.

Пластическая сера. Если расплавленную серу вылить в холодную воду, образуется эластическая масса.

1. Химические свойства

На холоде сера инертная, но с повышением температуры ее реакционная способность увеличивается. С металлами сера проявляет окислительные свойства

Fe + S ® FeS (сульфид железа)

С водородом при нагревании до150⁰

H₂ + S D H₂O

С сильными окислителями сера ведет себя как восстановитель

S + 3F₃ ® SF₆

S + O₂ ® SO₂ (горение при t= 280⁰С)

Со сложными веществами:

2H₂SO₄ + S ® 3SO₂ + H₂O

расплавл.

S + HNO₃ ® H₂SO₄ + NO

конц.

Сера способна к реакциям диспропорционирования

3S + 6KOH ® K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

1. Применение серы

Сера применяется для производства серной кислоты (около 50% мирового производства), в резиновой промыщ=шленности, в производстве искусственных волокон. Сера входит в состав белков, поэтому важна для жизненных процессов. Содержание серы 0,25% по по массе в организме человека. Из препаратов применяется сера очищенная внутри в качестве слабительного средства, в психиатрии, входит в состав мазей, присыпок для лечения кожных заболеваний.

6. Закрепление обобщение знаний

Беседа:

1.     С какими веществами вы познакомились сегодня на учебном занятии?

2. Какие физические свойства характерны для галогенов?

3. Какие химические свойства характерны для галогенова?

4.     Какие физические свойства характерны для кислорода?

5.     Как получают кислород в промышленности?

6.     Как получают кислород в лаборатории?

7.     Что такое катализаторы, для чего их применяют?

8.     Как осуществляется круговорот кислорода в природе?

9.     Где применяют кислород?

7. Подведение итогов занятия и рефлексия

– А теперь вернемся к целям нашего урока? Достигли ли мы их?

-Что изучили на сегодняшнем уроке?

– А что вы еще хотели бы узнать о галогенах и халькогенах?

Каждый из Вас оцените свою деятельность на учебном занятии и поставьте на полях тетради себе оценку.

8. Выставление оценок

9. Домашнее задание

Параграф 37 с. 166-171 читать

Сообщение «Применение галогенов»

Приложение 1

Инструктивная карта учебного занятия:

Тема: Галогены и Халькогены. Общая характеристика галогенов и халькогенов на основе положения в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева и строении атома

Ход занятия:

1. Характеристика химических элементов, на основании положения в ПСХЭ.

Упражнение 1: дайте характеристику элемента фтор, хлор, бром, йод по плану:

1. Химический знак

2. Положение в ПС.

3. Состав ядра атома.

4. Укажите общее число электронов и число электронов на внешнем энергетическом уровне.

5. Степени окисления.

6. Высший оксид и его характер.

7. Водородное соединение.

1. Упражнение 2:

Объяснить характер изменений (увеличение или усиление) или (уменьшение или ослабление) в подгруппе галогенов с ростом:

- порядкового номера;

- заряда ядра атома;

- количества электронов на внешнем слое;

- радиус атома;

- неметаллические свойства;

- окислительные свойства;

- электроотрицательность. 

Упражнение 3: . Впишите знак или = вместо *

1. Заряд ядра: Cl * Br , I * F, Cl * P

2. Число электронных слоев: Cl * Br , I * F, Cl * P

3. Число электронов на внешнем уровне: Cl * Br , I * F, Cl * P

4. Радиус атома: Cl * Br , I * F, Cl * P

5. Окислительные свойства: Cl * Br , I * F, Cl * P

Упражнение 4: Заполнить таблицу:

Упражнение 5: Заполнит таблицу «Сравнительная характеристика кислорада и серы»

Приложение 2

Галогены и халькогены

Галогены

К галогенам относятся элементы главной подгруппы VII группы – фтор, хлор, бром, йод и астат. Астат получен только искусственным путем и неустойчив (радиоактивен), поэтому недостаточно изучен.

1. Общая характеристика галогенов

Галогены в пределах каждого периода являются наиболее электроотрицательными элементами, имеют наибольшее сродство к электрону

Электронные конфигурации галогенов:

II – период F 1s²2s²2p⁵

III – период Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

IV – период Br 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵

V – период I 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁵

До образования 8-электронного внешнего энергетического уровня не достает по одному электрону, поэтому они характеризуются наибольшими значениями сродства к электрону. Наиболее типичными для галогенов должны быть соединения, в которых они проявляют степень окисления – 1. Для фтора эта степень окисления единственно возможна. Другие галогены в кислородных соединениях способны проявлять степень окисления от +1 до +7, которые менее характерны. В отличие от фтора, у хлора, брома и йода на внешнем уровне есть свободные d – орбитали, когда атом находится в «возбужденном» состоянии часть электронов может переходить в свободные ячейки d –подуровня внешнего энергетического уровня. В зависимости от числа образовавшихся неспаренных электронов галогены Cl, Br, J могут прибавлять валентность 1, 3, 5, 7.

В ряду F, Cl, Br, J радиус атома увеличивается, поэтому окислительная способность уменьшается, а восстановительные свойства увеличиваются (F такими свойствами не обладает). Молекулы галогенов состоят из двух атомов, связь ковалентная неполярная.

2. Распространение в природе

1. наиболее распространен хлор

NaCl- галит; NaCl × KCl - сильвинит ; MgCl₂ ×GH₂O - бишофит; KCl × MgCl₂ × GH₂O - карналлит. Вода морей и океанов содержит 0,8 – 3,5% /

2) фтор -CaF₂ – плавиковый шпат

Na₃[AlF₆]- криолит

3) Бром – в виде бромидов в морской воде.

4) Йод – встречается совместно с хлоридами и бромидами, наиболее богаты йодом морские водоросли и воды нефтяных скважин.

3. Физические свойства галогенов

Фтор и хлор – газы, бледно-желтого и желто-зеленого цвета. Бром – жидкость темно-бурого цвета. Йод – кристаллическое вещество серо-стального цвета с металлическим блеском, при нормальном давлении, не плавясь.

Фтор растворим в жидком водороде, кислороде.

Хлор растворяется в воде (хлорная вода), спирте, эфире. Бром растворяется в воде (бромная вода), но хуже, чем Cl₂. В большинстве органических растворителей растворяются легко.

Йод – мало растворим в воде, легко – в органических растворителях. Все галогены имеют резкий запах, ядовиты. Ионы галогенов обладают биологической активностью. У животных и у человека фтор содержится в костной ткани эмали зубов. При недостатке фтора развивается кариес. Хлор в виде иона присутствует в жидких тканях организма в качестве пртивоиона к ионам Na⁺ и К⁺. Иодид – ион регулирует деятельность щитовидной железы.

4. Химические свойства галогенов

По ряду F₂ Cl₂ Br₂ I₂ ® окислительная активность уменьшается. Галогены взаимодействуют:

1. Со щелочными металлами (фтор - со всеми металлами при нагревании даже с Pt, Au)

2Na + Cl₂ ® 2NaCl

1. С медью, железом и оловом при нагревании

Cu + Cl₂ ® CuCl₂

1. С неметаллами

1. c H₂: H₂ + F₂ ® 2HF (в темноте со взрывом)

H₂ + Cl₂ ® 2CuCl (на свету)

H₂ + Br₂ ® 2HBr (при нагревании)

H₂ + I₂ ® 2 HI (при сильном нагревании)

б) с Si: 2F_{2 +} Si ® SiF₄ + Q

в) c S: 3F₂ + S ® SF₆ + Q

г) c P: 2P + 3Cl₂ ® 2PCl_{3 +} Q

во всех реакциях галогены – окислители.

1. Со сложными веществами

2H₂O + 2F₂ ® 4HF + O₂ + Q

SiO₂ + 2F₂ ® SiF₄ +O₂ +Q

Кислород и сера

Общая характеристика элементов главной подгруппы 6 группы

Главную подгруппу 6 группы периодической системы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний.

Внешний энергетический уровень имеет конфигурацию s²p⁴ и разделены по ячейкам.

II пер О 1S² 2S² 2p⁴

III пер S 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁴

IV пер Se 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁴

V пер Te 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁴

VI пер Po 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁴

Атом кислорода отличается от S, Se, Te, Po отсутствием d-подуровня внешнего уровня. Поэтому кислород проявляет постоянную валентность (2). Остальные халькогены имеют свободную d-орбитали, поэтому они имеют переменную валентность (II,IV,VI).

Кислород О

1. Нахождение в природе

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В воздухе в свободном виде его содержание составляет 20, 95 % (по объему), в земной коре - 47,2 % (по массе).

Кислород входит в состав углеводов, жиров, белков. В человеческом организме 61 % кислорода.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: О₈¹⁶, О₈¹⁷, О₈¹⁸.

В природе встречается в двух аллотропных видоизменениях: О₂ и О₃ – озон.

2. Физические свойства.

О₂ – бесцветный газ, без запаха и вкуса.

t_кип -183^оС, тяжелее воздуха

3. Химические свойства

В реакциях кислород проявляет только окислительные свойства, образуя соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона, аргона. Непосредственно не реагирует только с галогенами, золотом и платиной.

4Cs+O₂ ® 2Сs₂O (Cs самовозгорается при комнатной температуре)

4P+SO₂®2P₂ O₅ H₂+O₂ ®H₂O

S+O₂ ® SO₂ C+O₂®CO₂

Кислород взаимодействует и со сложными веществами:

2H₂S+3O₂® 2SO₂+2H₂O

CH₄+O₂ ® CO₂ +H₂O

C₂H₅OH+3O₂ ® 3CO₂+3H₂O

Эти реакции называются горением, т.к. сопровождаются выделением света и тепла. Но есть и другие процессы, в которых выделяется энергия, а свет не выделяется (дыхание - процесс окисления органических веществ в животном и растительном мире).

Медленное окисление органических веществ на воздухе называется гниением.

4. Озон

Озон – аллотропное видоизменение кислорода. Молекула состоит из 3-х атомов (О₃).

В газообразном состоянии имеет синеватый цвет, а в жидком – темно-синий.

О₂®2О происходит

О+О₂DО₃ поглощение энергии

Озон – рекционноспособное вещество

О₃®О₂+О

Поэтому озон – сильнейший окислитель.

PbS+4O₃®PbSO₄+4O₂

KI+O₃+H₂SO₄® I₂+K₂SO₄+O₂+H₂O

Озон токсичен для микроорганизмов, поэтому применяется для обеззараживания воды и воздуха

5. Применение кислорода

Кислород применяется в химической промышленности для получения азотной и серной кислот, в процессах обжига руд, в производстве чугуна и стали, для сварки и резки металлов.

Биологическая роль кислорода – исключительно велика в процессах жизнедеятельности, т.к. окисление углеводов, жиров и белков служит источником энергии живых организмов. Дыхание осуществляется при участии кислорода, человек вдыхает в сутки 20-30 м³ воздуха. Снижение содержания О₂ в воздухе до 9% опасно для жизни.

Сера S³²₁₆

1. Нахождение в природе

Широко распространена в природе и встречается в самородном виде и в виде соединений

Сульфиды: PbS – свинцовый блеск;

Cu₂S - медный блеск;

ZnS – цинковая обманка

FeS₂ - пирит (железный колчедан)

CuFeS₂ – халькопирит

Сульфаты:CaSO₄×2H₂O - гипс;

MgSO₄ ×2H₂O – кизерит.

1. Получение серы

FeS₂ ® FeS + S (нагревают до высоких температур)

2H₂S + O₂ ® 2S + 2 H₂O (окисление сероводорода)

SO₂ + C ® CO₂ +S (восстановление углеродом)

Самородную серу очищают от посторонних веществ путем нагревания и дальнейшей перегонки.

1. Физические свойства серы

Сера – твердое вещество лимонно-желтого цвета, не растворяется в воде, трудно растворяется в сероуглероде CS₂. Сера образует несколько аллотропных видоизменений.

Ромбическая сера. Наиболее устойчивая модификация. Кристаллы, имеющие вид октаэдров. В эту модификацию превращаются все остальные модификации.

Моноклинная сера. При медленном охлаждении серы образуются длинные темно-желтые игольчатые кристаллы.

Пластическая сера. Если расплавленную серу вылить в холодную воду, образуется эластическая масса.

1. Химические свойства

На холоде сера инертная, но с повышением температуры ее реакционная способность увеличивается. С металлами сера проявляет окислительные свойства

Fe + S ® FeS (сульфид железа)

С водородом при нагревании до150⁰

H₂ + S D H₂O

С сильными окислителями сера ведет себя как восстановитель

S + 3F₃ ® SF₆

S + O₂ ® SO₂ (горение при t= 280⁰С)

Со сложными веществами:

2H₂SO₄ + S ® 3SO₂ + H₂O

расплавл.

S + HNO₃ ® H₂SO₄ + NO

конц.

Сера способна к реакциям диспропорционирования

3S + 6KOH ® K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

1. Применение серы

Сера применяется для производства серной кислоты (около 50% мирового производства), в резиновой промыщ=шленности, в производстве искусственных волокон. Сера входит в состав белков, поэтому важна для жизненных процессов. Содержание серы 0,25% по по массе в организме человека. Из препаратов применяется сера очищенная внутри в качестве слабительного средства, в психиатрии, входит в состав мазей, присыпок для лечения кожных заболеваний.