Предыдущая страница реферата | 1  2  3  4  5  6  7 | Следующая страница реферата

СаО + Н2О « Са(ОН)2;          Аl2О3 + Н2О « Аl(ОН)3

Большинство оксидов металлов в обычных условиях не реагирует с водой. При взаимодействии основных оксидов с типичными кислотными оксидами и кислотами и кислотных оксидов с типичными основными оксидами и основаниями образуются соответствующие соли. Амфотерные оксиды и с кислотными, и с основными оксидами образуют соли.

Пероксиды и надпероксиды. Пероксиды (перекиси) обязательно содержат группу –О–О– (пероксогруппа) или пероксид-ионы О22-, их можно рассматривать как производные пероксида водорода Н–О–О–Н. Пероксиды легко выделяют кислород, а восстановление идет с трудом и не полно. При нагреве или облучении они распадаются по связи О–О:

RООR ® 2RО

Органические пероксиды широко используются как катализаторы полимеризации.

Надпероксиды (надперекиси или супероксиды) металлов содержат цепочечный ион О21-, т.е. одна из двух связей кислорода группы –О–О– ненасыщена; например, при сгорании калия образуется надпероксид калия КО2:

К + О2 ® К–О–О1-

Озониды. Озониды характеризуются наличием озонидного иона О3.

Известны озониды щелочных металлов и аммония. Они окрашены в красный цвет и парамагнитны. Ион О3- с нечетным числом электронов является носителем огромной химической активности озонидов, которые можно рассматривать как свободные радикалы с необычайно большой продолжительностью жизни. Озониды щелочных металлов получаются взаимодействием озонированного кислорода с гидроксидами и последующей экстракцией (иначе экстрагирование – процесс разделения смеси жидких или твердых веществ с помощью избирательных (селективных) растворителей, которые называются эстрагенты) жидким аммиаком.

Гидроксиды. Гидроксиды (гидроокиси), обязательно содержащие группу –О–Н (гидроксогруппа, гидрокисл или водный остаток), являются одним из основных классов химических соединений. В растворах гидроксиды подвергаются электролитической диссоциации, причем отщепляются либо ионы ОН- (это характеризует основания), либо Н+ (кислоты), либо – в зависимости от условий – как ионы ОН-, так и ионы Н+ (амфолиты или амфотерные гидроксиды), и могут обладать соответственно основными, кислотными или амфотерными свойствами. Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. Гидроксиды образуются в результате соединения оксидов химических элементов с водой. Гидроксиды с сильно выраженными основными или кислотными свойствами хорошо растворимы в воде, слабые основания и амфолиты практически нерастворимы. Большинство гидроксидов металлов мало растворимо в воде и осаждается при их получении из водного раствора, например:

СuSO4 + NаОН « Сu(OН)2¯ + Nа2SO4

Гидроксиды неметаллов представляют кислородные кислоты. Некоторые гидроксиды (например, AgОН и Нg(ОН)2) очень неустойчивы и при комнатной температуре спонтанно распадаются на оксиды и воду. При нагревании разлагаются и остальные гидроксиды. На практике термин «гидроксиды» часто применяется только по отношению к основным и амфотерным гидроксидам.

III. Сера (Sulfur) S

История открытия серы, её распространение в природе. В Периодической системе Д.И. Менделеева элемент 3-го периода, порядковый номер 16, атомная масса 32,06 ± 0,01. Название Sulfur происходит от латинского – светло-желтый. Сера S была известна с глубокой древности в виде выделений горячих вулканических источников, упоминания о ней впервые встречаются со II века до н.э.

В природе она встречается как в свободном виде (самородная сера) в серных рудах осадочного происхождения, так и в виде различных соединений. Несвязанная сера состоит из смеси четырёх устойчивых изотопов: 32S, 33S, 34S, 36S; распространенность в природе каждого из них соответственно равна: 95,0%; 0,7,0%; 4,22% и 0,014%. В виде сульфидов и сульфатов она образует много минералов, многие из которых являются ценными рудами и служат источником получения цветных металлов. Сульфиды делятся на колчеданы – светлые с металлическим блеском, блески – темные с металлическим отливом и обманки – темные без металлического блеска или чаще светлые, прозрачные. Важнейшими сульфидами являются пирит или железный (серный) колчедан FeS2, галенит или свинцовый блеск PbS, сфалерит или цинковая обманка ZnS, халькозин или медный блеск Cu2S и киноварь HgS, важнейшими сульфатами – глауберова соль или мирабилит Na2SO4*10H2O, гипс СaSO4*2H2O и горькая соль MgSO4*7H2O. Кроме того, сера входит в состав природного угля, нефти и белковых тел (0,8-2,4%). Она составляет более 0,05% от массы земной коры, 0,08-0,09% от массы морской воды и 0,05% от массы биосферы. Искусственно получены радиоактивные изотопы серы.

Физиологическое действие серы. Сера – жизненно важный элемент, в связанном виде она содержится во всех высших организмах (как составная часть белков), особенно много серы в кератине волос, перьев и шерсти.

Для людей свободная сера неядовита; небольшие количества её действуют как слабительное; мелкодисперсная сера раздражает кожу (на этом основано применение лекарственных серосодержащих мазей). Однако, очень многие соединения серы, такие как сероводород (моносульфан) Н2S, сероуглерод СS2, триоксид серы (серный ангидрид) SО3, сульфирил хлорид SСl2О2, тионилхлорид SСl2О и другие являются вредными и отравляющими для человека.

Физические свойства серы. Сера в свободном виде состоит из молекул различной длины (S¥, S12, S8, S6, S2 и др.), и эти молекулы могут упорядочиваться различными способами, поэтому существует несколько модификаций серы. При комнатной температуре сера находится в виде a-серы (ромбическая модификация), которая представляет собой желтые хрупкие кристаллы ромбической системы, имеющие форму октаэдров, у которых обычно часть углов или рёбер как бы срезана, без цвета и запаха, не растворимые в воде, зато хорошо растворимые в анилине, бензоле, сероуглероде и некоторых других растворителях. При понижении температуры сера светлеет. Выше 96 оС происходит медленное превращение a-серы в b-серу (моноклинная модификация), которая представляет собой почти белые кристаллические пластинки. Температура плавления a- и b-серы равны соответственно 112,8 и 119,3 оС. При плавлении образуется желтая низковязкая l-сера, которая состоит, как и обе модификации твердой серы, из циклических молекул S8. При дальнейшем нагревании, около 250 оС циклы S8 переформировываются в цепи различной длины. Модификация такого строения называется m-серой; это красно-коричневая и очень вязкая жидкость. При повышении температуры до 300 оС окраска становиться темно-коричневой и вязкость жидкой серы снова понижается. Жидкая сера кипит при 444,6 оС, образуя пары оранжево-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий светло-желтый порошок, состоящий из мельчайших кристалликов серы, называемый серным цветом. При вливании расплавленной серы в воду происходит переохлаждение расплава и образование желто-коричневой, резиноподобной, режущейся ножом и растягивающейся в нити пластической серы (смесь l- и m-серы), которая на воздухе за несколько минут становится желтой, мутной и хрупкой, т.е. переходит в a-серу. При резком охлаждении насыщенного раствора серы в бензоле или спирте образуется перламутроподобная модификация g-сера, метастабильная при всех температурах.

Описанные явления имеют следующее объяснение. При обычных условиях молекула твердой серы состоит из восьми замкнутых в кольцо атомов, но при температурах, превышающих 150-160 оС, кольцевые цепочки молекул серы S8 начинают разрываться и возникшие цепочки соединяются друг с другом в длинные цепи, вследствие чего вязкость расплава сильно увеличивается, а в твердом виде получается высокомолекулярное соединение – полимер с каучукоподобной эластичностью. Дальнейшее нагревание приводит к разрыву цепей и вязкость серы вновь снижается. Таким образом, многообразие физических состояний серы объясняется строением ее молекул.

Сера плохо проводит теплоту и электрический ток в любой модификации.

Химические свойства серы. Сера является довольно активным неметаллом. Она соединяется почти со всеми металлами, кроме Аu, Pt и Ir, и неметаллами, например:

S + Fe ® FeS;          S + H2 ® H2S;          3S + 2P ® P2S3;          S + Cl2 ® SCl2;          2S + C ®CS2

Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неактивными неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами – восстановителем. Со многими металлами сера соединяется непосредственно с выделением большого количества теплоты, с неметаллами процесс идет не так легко и энергично. При нагревании на воздухе сера сгорает голубым пламенем до SO2 с примесью (не более 4%) SO3 (своих наиболее важных оксидов) – неполное сгорание:

S + О2 ® SО2;          2S + 3О2 ® 2SО3

Из кислородных соединений серы наиболее устойчивыми являются соединения с валентностью серы 6. При высоких температурах в реакции с водородом (и парафином) сера образует сероводород Н2S (уравнение см. выше), в реакции с металлами – соответствующие сульфиды. Сера растворяется в растворе сульфида аммония с образованием желто-красных полусульфид-ионов; при нагревании серы с раствором сульфита получается соответствующий тиосульфат, а при нагревании с раствором цианида – тиоцианат. Вещества, которые можно рассматривать, как получающиеся из кислородсодержащих кислот путем замещения в них всего или части кислорода серой, называются тиокислотами, а соответствующие им соли – тиосолями. В парах серы имеют место равновесия:

Рекомендуем скачать другие рефераты по теме: контрольная по алгебре, курсовые рефераты.



Предыдущая страница реферата | 1  2  3  4  5  6  7 | Следующая страница реферата

Поделитесь этой записью или добавьте в закладки