ОКСИГЕНУ, СУЛЬФУРУ ТА ХЛОРУ

Теоретична частина

Оксиген і Сульфурє елементами VI-групи періодичної системи (загальна назва халькогени). У атомів цих елементів на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться по 6 електронів (s²p⁴). Цим пояснюється їх схожість хімічних властивостей. Усі халькогени в сполуках з Гідрогеном і металами виявляють ступінь окиснення -2, а в сполуках з Оксигеном і іншими активними неметалами - +4, +6. Для Оксигену, як і для Флуору, не типовий ступінь окиснення, який дорівнює номеру групи. Він виявляє ступінь окиснення -2 а в сполуках з Флуором – +2 і +1. Сполуки халькогенів з Гідрогеном відповідають формулі Н₂Е: Н₂О, Н₂S, H₂Se, H₂Te. При взаємодії з водою утворюють кислоти.

Халькогени утворюють однакові форми сполук з оксигеном (ЕО₂ і ЕО₃). Їм відповідають кислоти такого типу: Н₂ЕО₃ і Н₂ЕО₄. Зі зростанням порядкового номера елемента сила цих кислот зменшується. Всі вони виявляють окисні властивості.

Кисень в лабораторних умовах одержують розкладом бертолетової солі чи калій перманганату:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

Кисень сполучається з багатьма елементами, особливо при нагріванні з утворенням оксидів (з металами – основних, з неметалами – кислотних):

2Са + О₂ → 2СаО

4Р + 5О₂ → 2Р₂О₅

Безпосередньо кисень не взаємодіє з галогенами, інертними газами, благородними металами. Вільний кисень виявляє окисну дію по відношенню до цілого ряду сполук:

2Na₂SO₃ + О₂ → 2 Na₂SO₄

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

Кисень є головним окисником органічних сполук при спалюванні природного газу, нафтопродуктів, в реакціях синтезу оргаічних сполук:

CH₄ + 2O₂→ CO₂ + H₂O

C₂H₅OH + 3O₂→ 2CO₂ + 3H₂O

Відома алотропна видозміна кисню – озон О₃. Він утворюється в природі при електричних розрядах, під впливом енергії ультрафіолетових і космічних променів. За хімічними властивостями озон – сильний окисник, реагує з усіма металами, за винятком золота і металів платинової групи:

8Ag + 2O₃ → 4Ag₂O + O₂

Вільний кисень бере участь у процесах, що відбуваються в ґрунті і обу-мовлюють його родючість. Наприклад, за його участю відбувається міне-ралізація (гниття) рослинних і тваринних залишків, а складні органічні речовини перетворюються у більш прості (NH₃, CO₂, H₂O).

Сульфур зустрічається в природі як у самородному стані, так і у вигляді різноманітних сполук. Найбільш поширені сполуки Сульфуру з різними металами. Багато з них є цінними рудами: свинцевий блиск, цинкова обманка, мідний блиск. Із сполук Сульфуру в природі поширені також сульфати.

Сірка з воднем утворює декілька сполук, найголовнішою з яких є гідроген сульфід H₂S – безбарвний газ з запахом тухлих яєць. H₂S – горючий газ. Продуктами горіння можуть бути як сірка, так і сульфур (IV) оксид:

2H₂S + O₂ ® 2S + 2H₂O

2H₂S + 3O₂ ® 2SO₂ + 2H₂O

Водний розчин гідроген сульфіду називається сульфідною кислотою. H₂S – слабка двоосновна кислота. Багато солей цієї кислоти мають яскраве забарвлення (CuS – чорний; HgS – червоний; ZnS – білий) і використовуються в аналітичній хімії.

Сульфур з Оксигеном утворює два кислотних оксиди: сульфур (IV) оксид SO₂та сульфур (VI) оксид SO₃. При взаємодії з водою ці оксиди утворюють відповідні кислоти:

SO₂+ Н₂О → Н₂SO₃ – сульфітна (сірчиста) кислота

SO₃+ Н₂О → Н₂SO₄ - сульфатна (сірчана) кислота

Н₂SO₃ – кислота середньої сили, яка існує лише у розчині. Оскільки Сульфур в SO₂і сульфітах знаходиться у проміжному стані оксинення (+4), ці сполуки мають окисно-відновну подвійність з більш вираженими відновними властивостями:

SO₂ + I₂+ 2H₂O → H₂SO₄ + 2HI

Н₂SO₃ + 2H₂S → 3S + 3H₂O

Концентрована сульфатна кислота H₂SO₄ – один із найбільш сильних окисників. Взаємодія цієї кислоти з металами залежить від її концентрації. Метали, які стоять у ряду напруг до Гідрогену, із розбавленої сульфатної кислоти витісняють водень:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

Концентрована сульфатна кислота розчиняє майже усі метали незалежно від положення їх у ряду напруг (крім золота і платини). Як продукти відновлення при цьому виділяються сульфур (IV) оксид, вільна сірка чи гідроген сульфід, сіль, вода.

Концентрована сульфатна кислота при взаємодії з малоактивними металами відновлюється до сульфур (IV) оксиду:

Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Концентрована сульфатна кислота окиснює і деякі неметали:

S + 2H₂SO₄ → SO₂↑ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄ → SO₂ + СО₂↑ + 2H₂O

У хімічній промисловості сульфатна кислота використовується для отримання фосфатних та нітратних мінеральних добрив, пластичних мас, штучного волокна, лікарських препаратів та вибухових речовин.

Cульфур – важливий біогенний елемент. Він входить до складу сульфурвмісних білків, які приймають участь в багатьох біохімічних процесах, що включають перенесення електронів під час фотосинтезу, а також фіксацію азоту за участю важливого ферменту цього процесу – нітрогенази. У сільськогосподарській практиці використовується захід гіпсування грунтів – внесення гіпсу CaSO₄ × 2H₂O для усунення надлишкової лужності солонців та солончаків. Сульфур входить до складу мінеральних добрив, що використовуються у формі сульфатів. Більшість мікродобрив, наприклад, CuSO₄ × 5H₂O, MnSO₄× 5H₂O, ZnSO₄ × 5H₂O, вносять у грунт у вигляді сульфатних добавок до фосфатних і азотних добрив.

Хлор – елемент VIIА-групи періодичної системи елементів Д.І. Менделеєва. Атоми цього елементу має на зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів у стані s²p⁵. Для завершення зовнішнього енергетичного рівню він приєднує один електрон (ступінь окиснення -1). Таку ступінь окиснення Хлор має у сполуках з Гідрогеном та металами. Атом Хлору маже виявляти і позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7. Хлор відноситься до типових неметалів, це сильний окисник. У промисловості його отримують електролізом водного розчину натрій хлориду, в лабораторії – діючи сильним окисником (HMnO₄, KClO₄, MnO₂) при температурі на концентровану хлоридну кислоту:

4HCl + MnО₂ → Cl₂ + MnCl₂ + 2Н₂О

Хлор належить до поширених елементів, але у вільному стані в природі він не зустрічається. Це зеленувато-жовтий газ з різким запахом. В хімічному відношенні він дуже активний і поступається за активністю лише Фтору. Він сполучається майже з усіма металами:

2Na + Cl₂ → 2NaCl

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

а також з неметалами:

Н₂ + Cl₂ → 2HCl

Si + 2Cl₂ → SiCl₄

Хлор виявляє окисну дію не лише по відношенню до природних речовин, але може окиснювати і складні речовини, що мають відновні властивості, а також органічні сполуки:

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S

Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HCl

2K₂MnO₄ + Cl₂ → 2KMnO₄ + 2KCl

CH₄ + 4Cl₂ → CCl₄ + 4HCl

З киснем, азотом та благородними газами хлор безпосередньо не сполучається. При взаємодії з воднем він утворює гідроген хлорид HCl – безбарвний газ з різким запахом, який не горить і не підтримує горіння. В лабораторії гідроген хлорид отримують дією сульфатної кислоти на NaCl:

NaCl + H₂SO₄ → 2НCl + Na₂SO₄

Водний розчин HCl називається хлоридною (соляною) кислотою. Соляна кислота є сильною одноосновною кислотою і взаємодіє з усіма металами, що знаходяться в ряду напруг металів до Гідрогену:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

Її солі – хлориди – майже усі добре розчинні у воді.

Хлор утворює декілька сполук з Оксигеном – оксидів та оксигеновмісних кислот. В цих сполуках Хлор має позитивні ступені окиснення:

Ступінь окиснення Хлору	Формула кислоти	Назва кислоти
+1	HClO	гіпохлоритна
+3	HСlO₂	хлоритна
+5	HСlO₃	хлоратна
+7	HСlO₄	перхлоратна

Порівнння властивостей оксигеновмісних кислот Хлору, свідчить про те, що зі збільшенням ступеня окиснення Хлору стійкість його оксигено-вмісних кислот зростає внаслідок збільшення кількості електронів, що беруть участь в утворенні зв’язків:

_{збільшення стійкості та сили кислот}

HClO, HClO₂, HClO_3,HClO₄

_{зростання окисної активності}

Вміст хлору у мінеральній частині грунту і сухій біомасі рослин складає 0,01 %. Рослини засвоюють хлор з грунтових розчинів у вигляді хлорид-іонів Cl^-. Ці іони приймають участь у підтриманні фізіологічно необхідної наповненості клітин водою (осмотичний тиск). Деякі солі хлоридної кислоти використовуються у сільському господарстві: КCl – калійне добриво; ВаCl₂∙ 2Н₂О – інсектицид; HgCl₂ – сулема, отрута для протравлювання насіння.

Експериментальна частина

Дослід 9.2..1. Якісна реакція на іон хлору

У три пробірки налити по 3-4 краплі розчинів наступних хлоридів: у першу – калій хлориду, у другу – барій хлориду, у третю – ферум (III) хлориду. В кожну пробірку додати по 2 краплі розчину аргентум нітрату. Порівняти результати спостережень у всіх трьох пробірках. Що між ними спільного? Скласти рівняння реакцій, що відбулися.

У всі пробірки додати по 1-3 краплі концентрованого розчину амоніаку і розмішати. Що відбувається з осадом? Чому осад у третій пробірці не розчинився? Що сталося з його кольором?

Додати у кожну пробірку по 1-3 краплі концентрованої нітратної кислоти. Які зміни відбуваються? Що можна сказати про поведінку аргентум хлориду в амоніаку у кислому середовищі?

Дослід 9.2.2. Взаємодія хлоридної кислоти з металами

У три пробірки помістити: у першу – 1-3 гранули цинку, у другу – трохи залізних стружок, у третю – мідних стружок. В кожну пробірку додати розведеної хлоридної кислоти і спостерігати, які з цих металів взаємодіють із хлоридною кислотою. Скласти рівняння реакцій, що відбулися.

Дослід 9.2.3. Окисні властивості пероксиду водню

У пробірку внести5 крапель розчину KI i 3 краплі розчину Н₂О₂. Чи змінився колір розчину ? Яка відбулася реакція ? Випробувати розчин на наявність йоду за допомогою 1-2 крапель розчину крохмалю.

Дослід 9.2.4. Обвуглювання паперу сульфатною кислотою

Візьміть скляну паличку і напишіть що-небудь на білому папері розведеною сульфатною кислотою. Висушіть написане, високо тримаючи папір над полум’ям пальника. Спочатку на папері майже не видно написаного, а згодом на білому фоні чітко виступають чорні літери. Поясніть причину цього явища.

9.3. Контрольні запитання

1. Хімія Сульфуру та його основних сполук. Гідроген сульфід. Використання сполук Cульфуру для виробництва сільськогосподарських препаратів.

2. Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): Cl₂ + KOH ® KBr + H₂SO₄₍_конц₎ ® Zn + H₂SO_4(конц) ®

3. Роль галогенів в живих організмах. Особливості електронної будови атомів галогенів. Хімія Хлору. Взаємодія хлору з металами і неметалами. Гідроген хлорид і хлоридна кислота.

4. Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): P + H₂SO₄₍_конц₎ ® Cl₂ + H₂O ® H₂S + I₂ ®

5. Оксиди та оксигенвмісні кислоти хлору. Застосування хлору у сільському господарстві.

6. Закінчити рівняння реакцій, вказати умови їх проведення, якщо вони відрізняються від звичайних (нагрівання, каталізатори, тиск і т.ін.): H₂S + O₂ ® Cl₂ + H₂S ® Na₂O₂ + H₂SO₄ ® H₂S + H₂SO₃ ®

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 10

ХІМІЯ D-ЕЛЕМЕНТІВ. ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУК