Озон. Получение. Свойства. Применение. Перекись водорода. Применение в ветеринарии.

Озон - состоящая из трёхатомных молекул O₃ аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.

Химические свойства.

Образование озона проходит по обратимой реакции:

3O2 + 68 ккал (285 кДж) ←→ 2O3.

 

Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут превращается в O2 с выделением тепла. Повышение температуры и понижение давления увеличивают скорость перехода в двухатомное состояние. При больших концентрациях переход может носить взрывной характер. Контакт озона даже с малыми количествами органических веществ, некоторых металлов или их окислов резко ускоряет превращение.

 

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

 

1. Озон повышает степень окисления оксидов:

NO + O₃ → NO₂ + O₂

 

2. Озон реагирует с углеродом при нормальной температуре с образованием двуокиси углерода:

C + 2O₃ → CO₂ + 2O₂

 

3. Озон реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония:

2NH₃ + 4O₃ → NH₄NO₃ + 4O₂ + H₂O

 

4. Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов:

PbS + 4O₃ → PbSO₄ + 4O₂

 

5. В газовой фазе озон взаимодействует с сероводородом с образованием двуокиси серы:

H₂S + O₃ → SO₂ + H₂O

 

 

Применение озона обусловлено его свойствами:

· сильного окисляющего агента:

· для стерилизации изделий медицинского назначения

· при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике

· для отбеливания бумаги

· для очистки масел

· сильного дезинфицирующего средства:

· для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование)

· для дезинфекции помещений и одежды

 

Перекись водорода – H₂O₂

В медицине растворы пероксида водорода применяются как антисептическое средство. При контакте с поврежденной кожей и слизистыми пероксид водорода под влиянием фермента каталазы распадается с выделением кислорода, что способствует сворачиванию крови и создает неблагоприятные условия для развития микроорганизмов.

 

Вопрос№44.

Сера. Распространение в природе, свойства. Применение в с/х.

Нахождение в природе.

Сера широко распространена в приро­де. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном со­стоянии (самородная сера) в больших количествах встречается к Италии (остров Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Кры­му и других районах.

Сера часто встречается в виде соединений с другими элемента­ми. Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти.

Физические свойства.

Сера — твердое хрупкое вещество жел­того цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо раство­ряется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворите­лях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует не­сколько аллотропных модификаций.

При 444,6° С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, со­стоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый серным цветом.

Химические свойства.

Атом серы, имея незавершенный внеш­ний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления —2. Такую степень окисле­ния сера проявляет в соединениях с металлами и водородом. При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.

При обычных условиях молекула твердой серы состоит из 8 атомов, замыкающихся в кольцо. При нагревании кольцо разрывается.

1. При комнатной температуре сера реагирует со фтором и хлором, проявляя восстановительные свойства:

S + 3F₂ = SF₆

2S + Cl₂ = S₂Cl₂

2. С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании, окисляясь:

S + 6HNO₃(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ ↑ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄(конц.) = 3SO₂ ↑ + 2H₂O

3. На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

S + O₂ = SO₂

4. При взаимодействии с металлами образует сульфиды:

 

2Na + S = Na₂S

5. При нагревании сера реагирует с углеродом, кремнием, фосфором, водородом:

C + 2S = CS₂ (сероуглерод)

6. Сера при нагревании растворяется в щёлочах:

3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

Применение.

Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: каучук приобретает повышенную прочность и упругость. В виде серного цвета (тонкого порошка) сера применяется для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Она употреб­ляется для получения пороха, спичек, светящихся составов.

 

Вопрос№45.

Сернистый ангидрид, его получение, свойства, применение. Восстановительные свойства сернистого ангидрида. Сернистая кислота и сульфиты.

Оксид серы (IV) – (диоксид серы, сернистый ангидрид, сернистый газ) SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты.

Получение.

1. Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

 

2. В лабораторных условиях SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + SO₂.

 

3. Также можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

2H₂SO₄ (конц.) + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O.

 

Химические свойства.

1. Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃.

 

2. Со щелочами образует сульфиты:

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O.

 

3. Химическая активность SO₂ весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr,

 

2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (требуется катализатор V2O5 и температура 450°),

 

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄.

 

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂ оксидом углерода(II):

 

SO₂ + 2CO → 2CO₂ + S↓.

 

Применение.

В пищевой промышленности диоксид серы используется как консервант и обозначается на упаковке под кодом Е220. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях.

 

Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула H₂SO₃.

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей – сульфиты и гидросульфиты. Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

H₂SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

 

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи:

H₂SO₃ + NaOH = NaHSO₃ + H₂O

 

Окисляется кислородом:

2H₂SO₃ + O₂ = 2H₂SO₄

Вопрос№46.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: