Физические и химические свойства серы

О О О О

Трикислород (озон) О3

Озон образуется из кислорода под действием тлеющего электрического разряда или ультрафиолетового излучения. Озон светло- синего цвета, с характерным "электрическим" запахом. Взрывается при нагревании. Очень сильный окислитель, но слабее атомного кислорода.

Озоном обеззараживают питьевую воду, в медицине применяется как дезинфицирующее средство. Служит для обезвреживания промышленных сточных вод.

Статьи: Химические и биологические особенности озона.

Озон является аллотропной модификацией кислорода. Его молекула диамогнитна (в отличие от парамагнитной О2), имеет угловую форму О

О О

¶ связь в молекулу является делокализованной трехцентровой, предполагается также донорно-акцепторный механизм образования химических связей в озоне:

О О

Характер химических связей в озоне обусловливает его неустойчивость (через определенное время озон самопроизвольно переходит в кислород: 2О3 —>3О2)

и высокую окислительную способность (озон способен на ряд реакций в которые молекулярный кислород не вступает). Окислительное действие озона на органические вещества связанно с образованием радикалов: RH+ О3 RО2 +OH

Эти радикалы инициируют радикально цепные реакции с биоорганическими молекулами (липидами, белками, нуклеиновыми кислотами), что приводит к гибели клеток. Применение озона для стерилизации питьевой воды основано на его способности убивать микробы. Озон не безразличен и для высших организмов. Длительное пребывание в атмосфере, содержащей озон (например, в кабинетах физиотерапии и кварцевого облучения) может вызвать тяжелые нарушения нервной системы. Поэтому, озон в больших дозах является токсичным газом. Предельно допустимая концентрация его в воздухе рабочей зоны – 0,0001 мг/литр. Загрязнение озоном воздушной среды происходит при озонировании воды, вследствие его низкой растворимости.



Физические свойства. Сера - твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Она существует в 3-х аллотропных модификациях: ромбической, моноклинной и пластической. Наиболее устойчивой при обычных условиях является ромбическая сера. Моноклинная сера образуется при нагревании ромбической серы выше 96 град. С.

При охлаждении она снова переходит в ромбическую. Если ромбическую серу нагревать, то при 112,8 град. С она плавится и превращается в легкоподвижную желтую жидкость. При дальнейшем нагревании до 187 град. С жидкость темнеет, становится желто-бурой и загустевает. При температуре 400 град. С жидкость вновь становится подвижной и, не изменяя окраски, при 444,6 град. С закипает.

Если кипящую серу вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера - коричневая тягучая масса, напоминающая сырой каучук. Со временем она переходит в ромбическую серу.

При обычных условиях молекула серы состоит из 8 атомов, замыкающихся в кольцо. В парообразном состоянии молекулы серы в зависимости от температуры могут состоять из 6, 4-х и 2-х атомов.

Сера очень плохо растворяется в воде, но хорошо растворима во многих органических растворителях (спиртах, бензоле, сероуглероде и др.).

Химические свойства. Сера относится к числу довольно активных неметаллов. Она хорошо горит в кислороде, образуя диоксид серы:

S + О₂ = SO₂.

При горении серы в кислороде и на воздухе образуется также триоксид серы, количество которого в отсутствие катализа незначительно.

При пропускании хлора через расплавленную серу образуется монохлорид серы (S₂Сl₂), который затем превращается в SCl₂:

2 S + Сl₂ Y S₂Cl₂ (хлорид серы (I));

S2Cl₂ + Cl₂ Y 2 SСl₂ (хлорид серы (II)).

Последнее соединение неустойчиво, поэтому при нагревании реакция сдвигается влево.

При нагревании серы в атмосфере водорода образуется сероводород:

S + Н₂ Y Н₂S.

Если смешать порошки серы и красного фосфора в мольном соотношении 2,5:1 и нагреть до начала реакции, то вся масса очень быстро превращается в темно-красную жидкость:

5 S + 2 Р = Р₂S₅ (сульфид фосфора (V)).

С металлами сера взаимодействует в большинстве случаев при нагревании, но с некоторыми металлами (например ртутью) и при комнатной температуре:

Zn + S = ZnS (сульфид цинка);

Нg + S = НgS (сульфид ртути (II)).

Последняя реакция используется в лабораторной практике для связывания разлитой ртути, пары которой очень ядовиты. Для этого предполагаемое место нахождения мельчайших капелек ртути посыпают порошком серы.

Дата добавления: 2015-04-24