Объясните в каких случаях сера может проявлять свойства окислителя
Вы хотите познавать химию и профессионально, и с удовольствием? Тогда вам сюда! Автор методики системно-аналитического изучения химии Богунова В.Г. раскрывает тайны решения задач, делится секретами мастерства при подготовке к ОГЭ, ЕГЭ, ДВИ и олимпиадам
Сегодня – особенный день. “И что же в нем такого необычного?” – спросите вы. Отвечаю. Я, наконец-то, добралась до моего самого любимого царства-королевства, до моих конфет и пирожных, малинок и клубничек! Окислительно-восстановительные реакции! Вы даже не представляете, насколько это интересно!
Мои ученики в процессе подготовки к экзамену по химии, проходят несколько стадий вызревания. Первое серьезное испытание на прочность – газы! Это из серии “гестапо отдыхает”. Решив огромное количество газовых задач, по сравнению с которыми 28-е задачи ЕГЭ – детский лепет, народ полностью структурирует свой мозг и настраивает мышление на профессиональное восприятие химии по-взрослому.
Вторая ступень химической зрелости и мудрости – окислительно-восстановительные реакции. Они приучают к усидчивости и внимательности. Набравшись опыта в написании ОВР, ребята начинают чувствовать себя ломоносовыми, клапейронами и менделеевыми в одном флаконе. За спиной вырастают крылья и… понеслось! Дальнейшее изучение химии проходит на едином дыхании, профессиональный рост – в геометрической прогрессии. На этой стадии мои ученики уже могут заткнуть за пояс каждого второго школьного преподавателя химии!
Понимая всю серьезность материала статьи, я отключила мобильную связь с внешним миром – с Карлсоном, Алисой (которая из страны Чудес), Сири, Фрекен Бок (тем более, что она работает химичкой в школе, где учится Малыш) и всеми остальными озорниками и хулиганами. Оставила только астральную связь для служебного пользования. Возможно, музы на чаек залетят или еще кто-нибудь забредет. А мы с вами займемся самым интересным делом – будем раскладывать по полочкам все накопленные мною знания по теории и практике окислительно-восстановительных реакций. Долго будем этим заниматься. Пока не надоест. Итак, поехали!
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов.
ОВР протекают с участием двух участников – окислителя и восстановителя, и состоят из двух противоположных процессов:
1) Окисление – процесс отдачи электронов (восстановитель отдает электроны окислителю, восстановитель окисляется – окислитель восстанавливается).
2) Восстановление – процесс присоединения электронов (окислитель присоединяет электроны от восстановителя, окислитель восстанавливается – восстановитель окисляется).
Кто же вы, господа окислители и восстановители? Как вас узнать среди огромного количества химических веществ? Сегодня разберем самые общие характеристики участников ОВР (окислителей и восстановителей) на отдельных примерах. После изучения технологии написания ОВР (в следующей статье), поработаем с целыми семействами окислителей и восстановителей, с неорганическими и органическими веществами, проводя реакции в разных средах. А пока – читаем внимательно!
Окислитель – атом в составе молекулы или иона, который присоединяет электроны от восстановителя. Происходит процесс восстановления окислителя (его степень окисления снижается).
Окислительная активность – способность атома отбирать электроны у других атомов.
Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) – показатель окислительной активности, мера способности атомов химического элемента присоединять электроны (восстанавливаться). Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар помещены в таблицу.
Чем выше стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, тем выше окислительная активность атомов элемента, тем он – более сильный окислитель
Окислительную активность определяют два фактора:
1) Электроотрицательность. Чем выше электроотрицательность химического элемента, тем выше окислительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов электроотрицательность растет в сторону правого верхнего угла (слева направо и снизу вверх). Самый сильный окислитель – фтор, на втором месте – кислород.
2) Степень окисления. Чем выше степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется окислительная активность.
Только свойства окислителя проявляют атомы с максимально возможной степенью окисления (она равна номеру группы). Почему? Да, потому что у такого атома на внешнем уровне вообще нет валентных электронов. Ни одного. Все валентные электроны он где-то потерял (отдал кому-то) и остался гол, как сокол (в чем мать родила). Больше отдавать нечего, поэтому можно только присоединять.
У вас часто возникает вопрос – почему при дефиците электронов формируется положительная степень окисления или положительный заряд иона (т.е. почему у окислителя валентные электроны в дефиците или отсутствуют, а его заряд +n)? Да, потому что электроны заряжены отрицательно, а протоны (в ядре) – положительно. В электронейтральном атоме протоны и электроны уравновешены (сколько протонов, столько электронов). Если электроны убрать, то проявятся положительные заряды протонов, которые никуда не деваются в химических реакциях (их можно сдвинуть с насиженного места только ядерными реакциями). Теперь понятно? Если все еще “ежик в тумане”, читайте эту и следующие статьи. Я буду рассматривать все тяжело понимаемые моменты с разных сторон. В конце концов, все станет на свои места и туман рассеется.
Давайте, придумаем образ окислителя. Кто вы, мистер-окислитель? Это – захватчик, завоеватель, грабитель, который скачет на коне и, угрожая, копьем и ружьем, отбирает электроны у восстановителей (часто, отбирает все, что есть). Окислитель не только безжалостный разбойник, но еще и жадина – очень проблематично вернуть назад электроны, которые забрал окислитель. Как только окислитель ограбит восстановителя (заберет у него электроны) он тут же падает вниз по градационной шкале степеней окисления (“падает в глазах окружающих”).
Пример сильного окислителя – перманганат-ион. Его часто используют в различных ОВР. Обратите внимание, в зависимости от среды реакции, перманганат-ион образует различные продукты.
Ребята, не слушайте училок-химичек, которые заставляют запоминать продукты ВСЕХ окислительно-восстановительных реакций. Если вы забыли образующиеся вещества и просите помочь, они орут, обзывая вас неучами и и бездельниками. При этом, сами срочно хватают спасательный учебник по химии и пафосно зачитывают вам и всему классу продукты конкретной реакции. Вы задайте этим глупым училкам вопрос – помнят ли они дни рождения всех своих родственников? Что касается меня, то после 16-ти часов работы (такое тоже бывает), я часто забываю номер своего телефона. Но… ЛЮБУЮ ОВР напишу за пару минут (как говорят, темной ночью под кроватью)! Потому, что знаю особые секреты окислительно-восстановительных реакций, которые, между прочим, собираюсь раскрыть моим ученикам и всем моим читателям.
Постепенно, статья за статьей, мы будем изучать технологию написания окислительно-восстановительных реакций, знакомиться с целыми семействами окислителей и восстановителей, их особенностями, характером поведения в разных средах, предполагаемыми продукты. Лукавить не буду, кое-что нам, все-таки, придется запомнить. Совсем немного. Чуть-чуть. Примерно 15 точек, включающих продукты ОВР и основные рекомендации. И вы напишите ЛЮБУЮ окислительно-восстановительную реакцию! В ЛЮБОЙ среде!
Первое задание: запомните три продукта восстановления перманганат-иона (выделено красным цветом) в зависимости от среды протекания окислительно-восстановительной реакции (кислая, нейтральная или щелочная).
Восстановитель – атом в составе молекулы или иона, который отдает электроны окислителю. Происходит процесс окисления восстановителя (его степень окисления повышается).
Восстановительная активность – способность атома отдавать электроны другим атомам.
Восстановительную активность определяют два фактора:
1) Радиус атома. Чем больше радиус атома химического элемента, тем выше восстановительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов радиус атома увеличивается в сторону левого нижнего угла (справа налево и сверху вниз).
2) Степень окисления. Чем ниже степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется восстановительная активность.
Только свойства восстановителя проявляют атомы с минимально возможной степенью окисления. Для неметаллов она равна “восемь минус номер группы”. Для металлов – ноль. Как только восстановитель отдаст электроны окислителю, он поднимется вверх по градационной шкале степеней окисления (“растет в глазах окружающих”).
Посмотрите, как ведет себя сера в роли восстановителя в разных веществах (с разными степенями окисления).
Настало время придумать образ восстановителя. Кто вы, мистер-восстановитель? У меня восстановитель ассоциируется с добрым дедушкой-альтруистом, который одаривает электронами каждого желающего окислителя.
Как же вас различить, господа окислители и восстановители в группе веществ, предложенных для реакций?!
Окислитель можно отыскать по высокой (иногда, максимально высокой) степени окисления, кроме того, мы изучим многие семейные портреты окислителей. Продукты окислителей мы ЗАПОМНИМ (их около 10, не более), кроме того, проведем анализ процесса восстановления окислителя по градационной шкале степеней окисления.
Восстановитель отыщем по низкой (иногда, максимально низкой) степени окисления. Продукт восстановителя будем устанавливать путем анализа с использованием градационных шкал степеней окисления. Хотя… сделаю вам подарок. Читайте мнемоническое стихотворение. Пригодится.
Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами. Звоните мне +7 (903) 186-74-55. Приходите ко мне на курс, на Мастер-классы “Решение задач по химии” – и вы сдадите ЕГЭ с высочайшими баллами, и станете студентом престижного ВУЗа!
Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова
Источник
Строение атома и свойства серы
Сера — элемент шестой группы третьего периода периодической системы Менделеева. Поэтому строение атома серы изображается так:
Строение атома серы указывает на то, что это неметалл, т. е. атом серы способен и к приёму электронов и к отдаче электронов:
Задание 15.1. Составить формулы соединений серы, содержащие атомы серы с данными степенями окисления.
Простое вещество «сера» — твёрдый хрупкий минерал жёлтого цвета, нерастворимый в воде. В природе встречается как самородная сера, так и её соединения: сульфиды, сульфаты. Сера как активный неметалл легко реагирует с водородом, кислородом, почти со всеми металлами и неметаллами:
Задание 15.2. Назовите полученные соединения. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет сера в этих реакциях.
Как типичный неметалл простое вещество сера может быть и окислителем, и восстановителем:
Иногда эти свойства проявляются в одной реакции:
Поскольку атом-окислитель и атом-восстановитель одинаковые, их можно «сложить», т. е. на оба процесса нужно три атома серы.
Задание 15.3. Расставьте остальные коэффициенты в этом уравнении.
Сера может реагировать с кислотами — сильными окислителями:
Таким образом, являясь активным неметаллом, сера образует множество соединений. Рассмотрим свойства сероводорода, оксидов серы и их производных.
Сероводород
H2S — сероводород, сильно ядовитый газ с противным запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, белки яиц при гниении разлагаются, выделяя сероводород.
Задание 15.4. Исходя из степени окисления атома серы в сероводороде, предcкажите, какие свойства будет проявлять этот атом в окислительно-восстановительных реакциях.
Поскольку сероводород — восстановитель (атом серы имеет низшую степень окисления), он легко окисляется. Кислород воздуха окисляет сероводород даже при комнатной температуре:
Сероводород горит:
Сероводород немного растворим в воде, причём его раствор проявляет свойства очень слабой кислоты (сероводородной H2S). Она образует соли сульфиды:
Вопрос. Как, имея сульфид, получить сероводород?
Сероводород в лабораториях получают, действуя на сульфиды более сильными (чем H2S) кислотами, например:
Сернистый газ и сернистая кислота
SO2— сернистый газ с резким удушливым запахом. Ядовит. Растворяется в воде, образуя сернистую кислоту:
Эта кислота средней силы, но очень неустойчива, существует только в растворах. Поэтому при действии на её соли — сульфиты — другими кислотами можно получить сернистый газ:
При кипячении полученного раствора эта кислота разлагается полностью.
Задание 15.5. Определите степень окисления серы в сернистом газе, сернистой кислоте, сульфите натрия.
Поскольку степень окисления +4 для серы является промежуточной, все перечисленные соединения могут быть и окислителями и восстановителями:
Например:
Задание 15.6. Расставьте коэффициенты в этих схемах методом электронного баланса. Укажите, какие свойства проявляет атом серы со степенью окисления +4 в каждой из реакций.
Восстановительные свойства сернистого газа применяются на практике. Так, при восстановлении теряют цвет некоторые органические соединения, поэтому оксид серы IV и сульфиты применяют при отбеливании. Сульфит натрия, растворённый в воде, замедляет коррозию труб, так как легко поглощает кислород из воды, а именно кислород является «виновником» коррозии:
Окисляясь в присутствии катализатора, сернистый газ превращается в серный ангидрид SO3:
Серный ангидрид и серная кислота
Серный ангидрид SO3 — бесцветная жидкость, бурно реагирующая с водой:
Серная кислота H2SO4 — сильная кислота, которая в концентрированном виде активно поглощает влагу из воздуха (это свойство применяется при осушении различных газов) и из некоторых сложных веществ:
Кроме того, концентрированная серная кислота, являясь сильным окислителем, окисляет углерод:
Поэтому, попадая на кожу, концентрированная серная кислота вызывает тяжёлые ожоги, а попадая на ткани, бумагу и другие вещества, обугливает их.
Являясь окислителем (+6 — высшая степень окисления для серы!), концентрированная серная кислота реагирует почти со всеми металлами (кроме железа и благородных металлов) без выделения водорода:
Задание 15.7. Уравняйте эти схемы методом электронного баланса. Укажите, какой атом является окислителем в каждом случае.
Но разбавленная серная кислота и её соли — сульфаты — окислительных свойств (за счёт атома серы) практически не проявляют:
Задание 15.8. Определите, какой атом является окислителем в данной реакции.
Растворы серной кислоты проявляют все свойства сильных кислот.
Задание 15.9. Составьте уравнения реакций, отражающие эти свойства. (При затруднении см. урок 2.2.)
Качественной реакцией на SO42– является образование белого осадка BaSO4, нерастворимого в кислотах:
Серная кислота имеет разнообразное применение: её используют при получении стиральных порошков, лекарств, красителей, удобрений и других необходимых веществ.
Выводы
Изложенное выше можно отразить в шутливом стишке: «Сера, сера, буква S, 32 атомный вес, сера в воздухе горит, образует ангидрид (какой кислоты?), ангидрид плюс вода — получилась кислота (какая?)».
Источник
Сера,
её физические и химические свойства. Биологическое значение серы, её применение
(демеркуризация).СЕРА S
Cера в природе
Самородная сера
Сульфиды
PbS – свинцовый блеск
Cu2S – медный блеск
ZnS – цинковая обманка
FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото
H2S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе)
Белки
Сульфаты
CaSO4 * 2H2O – гипс
MgSO4 * 7H2O – горькая соль (английская)
Na2SO4 *10H2O – глауберова соль (мирабилит)
Физические свойства
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С.
Одно из особенных физических свойств серы – флотация, способность мелкого порошка серы всплывать, тогда, как ее крупные кристаллы тонут в воде. Дело в том, что сера не смачивается водой, и ее частички держатся на поверхности воды за счет прилипших к ним мелких пузырьков воздуха. Это свойство используют при отделении самородной серы от примесей. Руду размалывают, заливают водой, а снизу продувают воздухом, сера всплывает, а примеси остаются на дне.
Аллотропия
Для серы характерны несколько аллотропных модификаций, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая), моноклинная (игольчатая) и пластическая.
Ромбическая (a – сера) – S8
t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.
Моноклинная (b – сера) – S8
темно-желтые иглы, t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
Пластическая Sn
коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ
Взаимопревращение аллотропных модификаций серы
Строение атома серы
Размещение электронов по уровням и подуровням
Основное состояние
1s22s22p63s23p4
Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)Степень
окисленияВалентность
-2
В основном состоянии
II
+4
Первое возбуждённое состояние
IV
+6
Второе возбуждённое состояние
VI
Получение серы
1. Промышленный метод – выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
3. Реакция Вакенродера
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
Химические свойства серы
Сера – окислитель S0 + 2ē→ S-2 | Сера – восстановитель: S – 4ē → S+4; S – 6ē →S+6 |
1. Взаимодействие серы со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром без нагревания: 2Na + S → Na2S ОПЫТ S + Hg = HgS Ртуть обладает высокой летучестью. Её пары ядовиты. Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути, например из разбитого медицинского термометра. Места, из которых нельзя извлечь капельки ртути, засыпают порошком серы. Сера и ртуть вступают в реакцию при соприкосновении. В результате образуется химически инертное и безвредное вещество. Этот процесс называется демеркуризацией 2. Взаимодействие серы c остальными металлами (кроме Au,Pt) при повышенной t°: 2Al + 3S t→ Al2S3 Zn + S t°→ ZnS ОПЫТ Cu + S t→ CuS ОПЫТ 3.Взаимодействие серы с некоторыми неметаллами с образованием бинарных соединений: H2 + S → H2S 2P + 3S→ P2S3 C + 2S → CS2 | 1. Взаимодействие серы c кислородом: S + O2 t°→ S+4O2 2S + 3O2 t°;pt→ 2S+6O3 2. Взаимодействие серы c галогенами (кроме йода): S + Cl2 → S+2Cl2 **Взаимодействие серы с кислотами – окислителями: S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O **Реакции диспропорционирования: 4. 3S0 + 6KOH→ K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O |
Тренажёр №1 – Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И. Менделеева
Тренажёр №2 – Химические свойства серы
Тренажёр №3 – Взаимодействие серы с металлами
Применение
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
Применение серы и её соединений
Домашнее задание параграф 21; упражнения 1, 3, 4 стр. 99-100.
Дополнительные зхадания
Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.
- S + O2
- S + Na
- S + H2
№2. Осуществите превращения по схеме:
Это интересно…
- Содержание серы в организме человека массой 70 кг – 140 г.
- В сутки человеку необходимо 1 г серы.
- Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.
- Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.
Следите за своим здоровьем!
Знаете ли вы..
- Соединения серы могут служить лекарственными препаратами;
- Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.
- Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.
- Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.
- BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.
- Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4)2×12H2O – кровоостанавливающее средство при порезах.
- Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р.Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.
- Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.
- Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.
Источник