Сера хим свойства: свойства, соединения, применение и получение - Управленческое образование

Содержание

Химические свойства серы — Справочник химика 21

Химические свойства серы. Сера — типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может Сыть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами — восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами, имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окис/штелям (кислороду, галогенам и кислотам-окислителям). [c.363]
Химические свойства серы [c.296]

Химические свойства серы……………… [c.274]

Физико-химические свойства серы и сульфидов железа [c.35]

По химическим свойствам сера — типичный неметалл.

Энергично реагирует со многими металлами и неметаллами соединяется с железом, цинком, водородом, кислородом, фосфором, хлором и т. д. В реакциях с металлами и водородом сера играет роль окислителя (электроноакцептора), проявляя при этом степень окисления, равную —2 (пример I). При взаимодействии с кислородом та же сера — донор электронов ее степень окисления становится равной +4 или +6 (пример П) [c.466]

Химические свойства. Сера — типичный неметалл, ло своей электроотрицательности она уступает только галогенам, кислороду и азоту и поэтому окисляется ими. В своих соединениях она проявляет степени окисления —2, -(-4, +6 и редко +2. [c.242]

Каковы химические свойства серы Приведите примеры уравнений реакций, показывающих окислительно-восстановительные свойства серы. [c.228]

Химические свойства серы, селена и теллура во многом отличаются от свойств кислорода. Одно из важнейших отличий заключается в существовании у этих элементов положительных степеней окисления вплоть до -1- 6, которые встречаются, напри-

[c. 305]

Физические и химические свойства серы, Сера образует несколько аллотропических модификаций (рис. 56). При комнатной температуре устойчива ромбическая а-сера. Она желтого цвета, нерастворима в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При 95,4 °С а-сера переходит в моноклинную Р Серу с температурой плавления П9,3 °С. Обе модификации состоят из циклических коронообразных молекул Se. а- и Р-Модификации серы отличаются взаимным расположением молекул Se в кристалле. Атомы серы в молекуле Se находятся в sp -гибридном состоянии и связаны между собой кова- [c.316]

Охарактеризуйте химические свойства серы. Приведите примеры уравнений реакций, в которых сера играет роль окислителя, восстановителя.

[c.374]

Химические свойства серы. В химическом отношении сера — типичный неметалл, активно взаимодействует со многими металлами, образуя сульфиды. Реагирует сера и с некоторыми неметаллами кислородом, водородом (при нагревании), галогенами. Например, пропуская хлор в расплавленную серу, получают хлорид серы, в котором она проявляет степень окисления -М. Относительная молекулярная масса хлорида серы, определенная по относительной плотности пара, соответствует формуле Это жидкость с температурой кипения [c.382]

Физико-химические свойства серы, требования ГОСТа на качество серы. [c.266]

Так, например, при проведении в IX классе урока на тему Химические свойства серы главная ключевая идея заключается в том, чтобы на основе этого материала расширить, углубить, конкретизировать теоретические знания учащихся о строении вещества, об окислительно-восстановительных процессах, о тепловом эффекте химических реакций, о связи химических свойств простого вещества серы с положением элемента в таблице Д. И. Менделеева. Вокруг этой стержневой идеи и строят урок, определяют его содержание и его структуру. Таким образом, учащихся учат определенному, характерному для химии методологическому подходу к изучению химических объектов, который способствует формированию специальных учебных умений в процессе освоения химического содержания.

[c.185]

По своим химическим свойствам сера во многом аналогична кислороду, хотя химическая активность ее значительно слабее, чем кислорода. С повышением температуры реакционная способность серы сильно возрастает она легко вступает в соединения с галогенами (за исключением иода), водородом, фосфором, мышьяком, сурьмой и почти со всеми металлами.

[c.56]

Обмен обусловлен структурными особенностями получаемого соединения и его физико-химическими свойствами. Сера-35 хоро- [c.137]

По химическим свойствам сера типичный металлоид. При нагревании она легко окисляется, с атомарным водородом легко реагирует при комнатной температуре, а с хлором и фтором — при нагревании до 100°. Нагревание способствует также образованию [c.81]

Физические и химические свойства серы. В процессе плавления серы наблюдается интересная особенность при 113° С она представляет собой [c.212]

По химическим свойствам сера—типичный металлоид. Атом ее на внешнем слое содержит 6 электронов, в связи с чем сера может образовать отри- [c.213]

Опишите химические свойства серы в связи со строением его атомов и местом, занимаемым в периодической системе. Укажите, в отношении каких элементов сера является а) неполным аналогом, б) полным аналогом.

[c.137]

По химическим свойствам сера — типичный неметалл. Соединяясь с водородом лишь при нагревании, она образует ядовитое газообразное соединение — сероводород, растворимый в воде. При 20° 1 объем воды растворяет 2,5 объема сероводорода. Сероводородная вода обладает свойствами очень слабой кислоты. Диссоциация ее протекает главным образом по уравнению [c.164]

Если искусство вопрошать природу во времена Агриколы находилось еше в зачаточном состоянии, то в умении наблюдать природу он не был одинок. Неизвестный автор примерно той же эпохи, прикрывшийся псевдонимом легендарного арабского алхимика Гебера, приводит следующее описание физических и химических СВОЙСТВ серы Сера есть жирная земля, сгущающаяся в копях путем кипения, пока она не затвердеет и не сделается сухой.

Она — единичная субстанция, так как она однородна… Она летуча, как спирт. При нагревании с серой все металлы прибывают в весе… все металлы могут соединиться с серой. исключая золота… Ртуть соединяется с серой, образуя возгон киновари. Сера обычно чернит металл, но она не может превращать ртуть в серебро, как воображают истинные философы . [c.266]

Химические свойства серы. Соответственно своему местоположению в периодической таблицу, ниже кислорода и левее галогенов сера лишь этим элементам уступает в степени проявления электроотрицательных, свойств. [c.271]

По химическим свойствам сера является активным неметаллом, в некоторых отношениях она сходна с кислородом и, подобно последнему, соединяется почти со всеми металлами и неметаллами. [c.164]

Периодический закон. Изучая свойства важнейших химических элементов и их соединений, мы уже видели, что можно выделить отдельные группы элементов, сходных между собой по химическим свойствам.

Таковы были, например, фтор, хлор, бром и иод, образующие группу галогенов. В группе кислорода очень сходны по химическим свойствам сера, селен и теллур, в группе азота похожи друг на друга фосфор и мышьяк. [c.232]

При обычной температуре сера находится в твердом состоянии. Она существует в двух кристаллических формах ромбической и моноклинной. Ниже приведены основные физико-химические свойства серы [c.24]

По химическим свойствам сера является типичным неметаллом. Она непосредственно соединяется почти со всеми металлами. С некоторыми из них сера взаимодействует при обыкновенной температуре. Например, при растирании [c.171]

В табл. 12 приведены некоторые физико-химические свойства серы, пирита и сульфида железа (РеЗ), продукта, который образуется приЗ терлгическом разложении пирита

[c.34]

Химические свойства. Сера находится в VI группе третьего периода периодической системы. Значит, на внешнем электронном слое у атома серы шесть электронов. Формула элек- [c.188]

По химическим свойствам сера — типичный неметалл. Энергично реагирует со многими металлами и металлоидами соединяется с железом, цинком, водородом, кислородом, фосфором, хлором и т. д. В реакциях с металлами и водородом сера играет роль окислителя (электроноакцентора), проявляя при этом валентность, рав- [c.502]

Проведено изучение физических и физико-химических свойств серы, ее превращений под воздействием физических (механических) и химических воздействий, рассмотрены возможности получения новых модификаций, смесей, композиций, препаративных форм серы и разработка путей применения их в народном хозяйстве. Для этих целей использована интенсивная механическая обработка в дезинтеграторе, исследованы свойства механически активированной серы (реакционная способность, растворимость и структурных характеристик), изучены возможности композиционного сочетания серы с материалами различной химической природы.

Установлена эффек-тивносгь кратковременной ударной механической обработки серы в дезинте1 раторе, 1юзволяющей проводить интенсивно процессы растворения и концентрирования ее в водных щелочных растворах. [c.37]

В монографии рассмотрены химические свойства серы, методы идентификопределения элементов (химические, физико-химические и физичес Большое внимание уделено определению серы в различных природных и промышле объектах, приведена обширная библиография по этому вопросу. [c.272]

Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы периодической системы. Кислород, строение атома, аллоторопия. Промышленные и лабораторные способы получения. Физические и химические свойства. Роль кислорода в природе и применение в технике. Озон, строение молекулы. Получение и химические свойства озона. Сравнительная характеристика окислительных свойств кислорода и озона. Роль атмосферного озонного слоя для развития жизни на Земле. Сера, строение атома, возможные степени окисления.

Физические свойства серы, аллотропные модификации. Химические свойства серы. Сероводород, получение. Физические и химические свойства. Восстановительные свойства сероводорода. [c.6]

По своим химическим свойствам сера занимает п-ро межуточное Me to между кислородом и селеном все три элемента 1При адлежат к шестой группе периодической системы. В своей низшей валентности сера находится в сернистом водороде —2) и в высшей — в верной кислоте (+6). [c.393]

Во многом химия серы похожа на химию кислорода, особенно это относится к химическим свойствам серы в степенях окисления —2 и —1. Сульфиды, подобно окислам, обычно нераствори- [c.47]

Сера, ее физические и химические свойства. – УчМет

учитель химии высшей категории

Овчинникова С.М.

МОУ Обшаровская СОШ № 2

Цель урока: Дать общую характеристику халькогенов. Охарактеризовать серу в свете трех форм существования этого химического элемента: в форме атомов, простых веществ, а следовательно, и аллотропию ее, а также в форме некоторых соединений серы.

Сегодня на уроке мы должны:

Повторить и закрепить положение элементов, строение их атомов на основании их положения в Периодической Системе Д.И. Менделеева.
Познакомиться с месторождениями и соединениями серы. Более полно изучить физические и химические свойства её.
Закрепить навыки окислительно-восстановительных процессов и совершенствовать свои знания в умении делать выводы. Т.е. вы будете думать, решать, обобщать, поэтому пытайтесь, осмеливайтесь делать то, чего ещё никто не пытался делать до вас.

А для этого мы с вами немного повторим.

Назовите мне, пожалуйста, современную формулировку Периодического закона.

А каков же физический смысл закона?

Как изменяются неметаллические свойства в главных подгруппах сверху вниз?

Слайд 1. Периодическая система Д.И.М.

Итак, VI группа, главная подгруппа. Давайте дадим характеристику и сравним строения атомов этих элементов на основании положения в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Что общего можно выделить в строении атома этих элементов?

Как вы догадались, сегодняшний урок посвящен одному из самых интересных химических элементов, соединения которого известны с глубокой древности.

В средние века считалось, что это обязательная составная часть всех веществ.

В жизни современного человека, соединения этого элемента играют заметную роль, что нашло отражение в художественной литературе.

Тема нашего урока «Сера и ее свойства»

Слайд №2. Сера и ее свойства.

Свойства серы можно прогнозировать по положению химического элемента.

Слайд №3. Сера в П. С.

Мы выяснили, сера в П.С., находясь в одной подгруппе с О имеет сходное с ним строение внешнего электронного слоя.

Попытаемся узнать, какова же внутренняя структура кристаллической S.

Слайд № 4. Молекулы серы.

Оказывается, что каждый атом S соединяется с 2 другими, а 8 атомов S замыкаясь в кольцо, образуют молекулу S₈.

Физические свойства серы.

Исследуем основные физические свойства S;

Опыт №1.

Прочные на вид кристаллы легко разламываются.

Опыт №2.

Хотя р S больше р воды, сера в воде не тонет, разгадка- в несмачиваемости S. Она хорошо растворима в органических растворителях и практически и практически нерастворима в воде.

Опыт №3.

Удивительно необычные свойства проявляет сера при плавлении.

Сначала разрушаются кристаллы, изменяется цвет вещества, при t=112⁰С S превращается в легко подвижную жидкость, при дальнейшем нагревании, жидкость начинает терять подвижность.

Слайд № 5. Цепочки.

Кристаллы S построены из 8-членных молекул, при t выше 150 кольцевые молекулы рвутся, отдельные цепочки соединяются друг с другом в цепи.

При 250 ⁰C длина цепей максимальна.

Вязкость серы постоянно повышается, что она не выливается из сосуда, но если продолжить нагревание, цепи рвутся и S опять становится жидкой.

Постараемся этот расплав быстро охладить и вылить его в стакан с водой.

Слайд № 6. сера-пластическая.

И вновь неожиданность, получилось вещество по свойствам не похожее на серу. Это аллотропная модификация серы –пластическая сера,

Слайд № 7. График.

но пластическая сера неустойчива и она опять через некоторое время превращается в кристаллическую.

Так вы убедились, что свойства серы связаны с ее строением.

Химические свойства серы.

Слайд № 8.

Строение атома серы доказывает, что она может отдавать или принимать электроны, играя роль восстановителя или окислителя.

Рисунок.

Реакции при которых атом серы принимает электроны, это взаимодействие серы с металлами.

Обычно они идут с выделением тепла и света.

Опыт.

Бурно соединяется сера с натрием.

Опыт.

Обратите внимание на условия реакции взаимодействия S с медью.

Каковы признаки этой реакции.?

Соединения которые образуются при взаимодействии S с металлами называются — сульфиды.

Слайд № 9. Ртуть.

Эта капля ртути принесет нам новую неожиданность, взаимодействие S с Hg проходят при обычных условиях.

Так можно связать в химическое соединение случайно пролитую Hg. Этот процесс лежит в основе удаления в основе удаления и обезвреживания разлитой ртути, например, из разбитого термометра и называется — Демеркуризацией.

В этих реакциях мы наблюдаем окислительные свойства серы, а в каких же случаях сера ведет себя как восстановитель.

Сера сгорает в кислороде с образованием

оксида серы ( IV), взаимодействует с F с образованием фторида серы.

Вывод.

Сера при химических реакциях может быть и окислителем и восстановителем, как ярко выраженный типичный неметалл.

А в каком же виде сера встречается в природе?

Слайд № 10. Сера самородная.

Она встречается в природе как в самородном виде, так и в виде соединений.

В фантастическом романе В.А. Обручева «Плутония» об экспедиции ученых в неведомый мир под земной поверхностью, читаем: «…За площадкой круто поднималась противоположная стена, густо покрытая белыми, желтыми и красными налетами и натеками.

В желтых налетах нетрудно было узнать самородную серу в виде мелких и крупных кристаллов сидевших в пустотах лавы или покрывавших ее поверхность нетолстым слоем».

-У вас на столах образцы разных минералов, найдите среди них серу.

-Помог ли вам только что зачитанный отрывок?.

-По каким признакам вы ее узнали.?

Слайд № 11. Таблица минералов.

Еще чаще сера встречается в виде соединений.

Слайд № 12 . Пирит.

Среди них большое значение имеет минерал –пирит.

Пирит -огненный камень, и именно в этой роли он был известен еще на заре человечества.

Кусок пирита выполнял функцию огнива.

Этот достаточно распространенный минерал стал для наших далеких предков ступенькой к цивилизации.

Мы сегодня с вами познакомились со строением атома серы, с ее аллотропными модификациями, и напрашивается вопрос

А зачем, с какой целью мы это изучаем?

Чтобы узнать о применении серы в настоящее время.
Какие области применения серы вам известны?
Кто может назвать?
Откройте учебник стр._____ абзац _____________

Дополните!

«В полночный час с горящего вулкана возьми немного серы, смерть дарящей, и мелкий порошок её смешав с составом чудотворным, для ран бальзам получишь, краски для картин, а дымом едким нечисть всю убьешь…» -, так писал античный поэт Лукреций Кар об удивительном веществе сере.

Шло время, эти жёлтые кристаллы находили всё новые и новые области применения.

Слад № 13. Области применения.

Их используют для чернения оружия и изготовления пороха. Тысячелетия жизнь людей связана с серой. И каждый из нас связан с этим обычным и необычным веществом – серой.

Д/з §21 стр. 96-99. Задание 1 и 5 для всех, 3 – кто увлекается химией.

Я обращаю ваше внимание, на дополнительную литературу по данной теме.

1-ая книга для чтения по химии расскажет об атомах S. Стр.____

2-ая книга «Химия жизни».

В этой книге вы прочитаете о влиянии S на наш организм, потому что она входит в состав белков, и эта книга вам поможет более полно раскрыть функцию белков на уроках биологии. Стр. _______.

У нас осталось с вами время, и мне хотелось бы знать степень усвоения данного материала.

Тесты

Всего вам доброго!

Сера, химические свойства, получение

1,008

1s¹

2,2

Бесцветный газ

t°_пл=-259°C

t°_кип=-253°C

4,0026

1s²

Бесцветный газ

t°_кип=-269°C

6,941

2s¹

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=180°C

t°_кип=1317°C

9,0122

2s²

1,57

Светло-серый металл

t°_пл=1278°C

t°_кип=2970°C

10,811

2s² 2p¹

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°_пл=2300°C

t°_кип=2550°C

12,011

2s² 2p²

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°_пл=3550°C

t°_кип=4830°C

14,007

2s² 2p³

3,04

Бесцветный газ

t°_пл=-210°C

t°_кип=-196°C

15,999

2s² 2p⁴

3,44

Бесцветный газ

t°_пл=-218°C

t°_кип=-183°C

18,998

2s² 2p⁵

4,0

Бледно-желтый газ

t°_пл=-220°C

t°_кип=-188°C

20,180

2s² 2p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-249°C

t°_кип=-246°C

22,990

3s¹

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=98°C

t°_кип=892°C

24,305

3s²

1,31

Серебристо-белый металл

t°_пл=649°C

t°_кип=1107°C

26,982

3s² 3p¹

1,61

Серебристо-белый металл

t°_пл=660°C

t°_кип=2467°C

28,086

3s² 3p²

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°_пл=1410°C

t°_кип=2355°C

30,974

3s² 3p³

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°_пл=44°C

t°_кип=280°C

32,065

3s² 3p⁴

2,58

Светло-желтый порошок

t°_пл=113°C

t°_кип=445°C

35,453

3s² 3p⁵

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°_пл=-101°C

t°_кип=-35°C

39,948

3s² 3p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-189°C

t°_кип=-186°C

39,098

4s¹

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=64°C

t°_кип=774°C

40,078

4s²

1,0

Серебристо-белый металл

t°_пл=839°C

t°_кип=1487°C

44,956

3d¹ 4s²

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°_пл=1539°C

t°_кип=2832°C

47,867

3d² 4s²

1,54

Серебристо-белый металл

t°_пл=1660°C

t°_кип=3260°C

50,942

3d³ 4s²

1,63

Серебристо-белый металл

t°_пл=1890°C

t°_кип=3380°C

51,996

3d⁵ 4s¹

1,66

Голубовато-белый металл

t°_пл=1857°C

t°_кип=2482°C

54,938

3d⁵ 4s²

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°_пл=1244°C

t°_кип=2097°C

55,845

3d⁶ 4s²

1,83

Серебристо-белый металл

t°_пл=1535°C

t°_кип=2750°C

58,933

3d⁷ 4s²

1,88

Серебристо-белый металл

t°_пл=1495°C

t°_кип=2870°C

58,693

3d⁸ 4s²

1,91

Серебристо-белый металл

t°_пл=1453°C

t°_кип=2732°C

63,546

3d¹⁰ 4s¹

1,9

Золотисто-розовый металл

t°_пл=1084°C

t°_кип=2595°C

65,409

3d¹⁰ 4s²

1,65

Голубовато-белый металл

t°_пл=420°C

t°_кип=907°C

69,723

4s² 4p¹

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=30°C

t°_кип=2403°C

72,64

4s² 4p²

2,0

Светло-серый полуметалл

t°_пл=937°C

t°_кип=2830°C

74,922

4s² 4p³

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°_субл=613°C

(сублимация)

78,96

4s² 4p⁴

2,55

Хрупкий черный минерал

t°_пл=217°C

t°_кип=685°C

79,904

4s² 4p⁵

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°_пл=-7°C

t°_кип=59°C

83,798

4s² 4p⁶

3,0

Бесцветный газ

t°_пл=-157°C

t°_кип=-152°C

85,468

5s¹

0,82

Серебристо-белый металл

t°_пл=39°C

t°_кип=688°C

87,62

5s²

0,95

Серебристо-белый металл

t°_пл=769°C

t°_кип=1384°C

88,906

4d¹ 5s²

1,22

Серебристо-белый металл

t°_пл=1523°C

t°_кип=3337°C

91,224

4d² 5s²

1,33

Серебристо-белый металл

t°_пл=1852°C

t°_кип=4377°C

92,906

4d⁴ 5s¹

1,6

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2468°C

t°_кип=4927°C

95,94

4d⁵ 5s¹

2,16

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2617°C

t°_кип=5560°C

98,906

4d⁶ 5s¹

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°_пл=2172°C

t°_кип=5030°C

101,07

4d⁷ 5s¹

2,2

Серебристо-белый металл

t°_пл=2310°C

t°_кип=3900°C

102,91

4d⁸ 5s¹

2,28

Серебристо-белый металл

t°_пл=1966°C

t°_кип=3727°C

106,42

4d¹⁰

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1552°C

t°_кип=3140°C

107,87

4d¹⁰ 5s¹

1,93

Серебристо-белый металл

t°_пл=962°C

t°_кип=2212°C

112,41

4d¹⁰ 5s²

1,69

Серебристо-серый металл

t°_пл=321°C

t°_кип=765°C

114,82

5s² 5p¹

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=156°C

t°_кип=2080°C

118,71

5s² 5p²

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=232°C

t°_кип=2270°C

121,76

5s² 5p³

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°_пл=631°C

t°_кип=1750°C

127,60

5s² 5p⁴

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°_пл=450°C

t°_кип=990°C

126,90

5s² 5p⁵

2,66

Черно-серые кристаллы

t°_пл=114°C

t°_кип=184°C

131,29

5s² 5p⁶

2,6

Бесцветный газ

t°_пл=-112°C

t°_кип=-107°C

132,91

6s¹

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°_пл=28°C

t°_кип=690°C

137,33

6s²

0,89

Серебристо-белый металл

t°_пл=725°C

t°_кип=1640°C

138,91

5d¹ 6s²

1,1

Серебристый металл

t°_пл=920°C

t°_кип=3454°C

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=798°C

t°_кип=3257°C

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=931°C

t°_кип=3212°C

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1010°C

t°_кип=3127°C

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°_пл=1080°C

t°_кип=2730°C

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1072°C

t°_кип=1778°C

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=822°C

t°_кип=1597°C

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1311°C

t°_кип=3233°C

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1360°C

t°_кип=3041°C

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1409°C

t°_кип=2335°C

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1470°C

t°_кип=2720°C

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1522°C

t°_кип=2510°C

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1545°C

t°_кип=1727°C

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=824°C

t°_кип=1193°C

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1656°C

t°_кип=3315°C

178,49

5d² 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2150°C

t°_кип=5400°C

180,95

5d³ 6s²

Серый металл

t°_пл=2996°C

t°_кип=5425°C

183,84

5d⁴ 6s²

2,36

Серый металл

t°_пл=3407°C

t°_кип=5927°C

186,21

5d⁵ 6s²

Серебристо-белый металл

t°_пл=3180°C

t°_кип=5873°C

190,23

5d⁶ 6s²

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=3045°C

t°_кип=5027°C

192,22

5d⁷ 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2410°C

t°_кип=4130°C

195,08

5d⁹ 6s¹

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1772°C

t°_кип=3827°C

196,97

5d¹⁰ 6s¹

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°_пл=1064°C

t°_кип=2940°C

200,59

5d¹⁰ 6s²

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°_пл=-39°C

t°_кип=357°C

204,38

6s² 6p¹

Серебристый металл

t°_пл=304°C

t°_кип=1457°C

207,2

6s² 6p²

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°_пл=328°C

t°_кип=1740°C

208,98

6s² 6p³

Блестящий серебристый металл

t°_пл=271°C

t°_кип=1560°C

208,98

6s² 6p⁴

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=254°C

t°_кип=962°C

209,98

6s² 6p⁵

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=302°C

t°_кип=337°C

222,02

6s² 6p⁶

2,2

Радиоактивный газ

t°_пл=-71°C

t°_кип=-62°C

223,02

7s¹

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=27°C

t°_кип=677°C

226,03

7s²

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=700°C

t°_кип=1140°C

227,03

6d¹ 7s²

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=1047°C

t°_кип=3197°C

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°_пл=1132°C

t°_кип=3818°C

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

267

6d² 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

268

6d³ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

269

6d⁴ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

270

6d⁵ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

277

6d⁶ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

278

6d⁷ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

281

6d⁹ 7s¹

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Сера, подготовка к ЕГЭ по химии

Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к группе халькогенов — элементов VIa группы.

Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Природные соединения

FeS₂ — пирит, колчедан
ZnS — цинковая обманка
PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb₂S₃ — сурьмяный блеск, Bi₂S₃ — висмутовый блеск
HgS — киноварь
CuFeS₂ — халькопирит
Cu₂S — халькозин
CuS — ковеллин
BaSO₄ — барит, тяжелый шпат
CaSO₄ — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

Получение

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H₂S, SO₂.

H₂S + O₂ = S + H₂O (недостаток кислорода)

SO₂ + C = (t) S + CO₂

Серу можно получить разложением пирита

FeS₂ = (t) FeS + S

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

H₂S + H₂SO₄ = S + H₂O

Химические свойства

Реакции с неметаллами

На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO₂. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания — только со фтором.

S + O₂ = (t) SO₂

S + F₂ = SF₆

S + Cl₂ = (t) SCl₂

S + C = (t) CS₂

Реакции с металлами

При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.

K + S = (t) K₂S

Al + S = (t) Al₂S₃

Fe + S = (t) FeS

Реакции с кислотами

При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

S + H₂SO₄ = (t) SO₂ + H₂O

S + HNO₃ = (t) H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

Реакции с щелочами

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

S + KOH = (t) K₂S + K₂SO₃ + H₂O

Реакции с солями

Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

Na₂SO₃ + S → (t) Na₂S₂O₃

Сероводород — H

₂S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).

Получение

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Al₂S₃ + H₂O = (t) Al(OH)₃↓ + H₂S↑

FeS + HCl = FeCl₂ + H₂S↑

Химические свойства

Кислотные свойства

Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит от соотношения основания и кислоты).

MgO + H₂S = (t) MgS + H₂O

KOH + H₂S = KHS + H₂O (гидросульфид калия, избыток кислоты)

2KOH + H₂S = K₂S + 2H₂O

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Ca + H₂S = (t) CaS + H₂

Восстановительные свойства

Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S^2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

H₂S + O₂ = H₂O + S (недостаток кислорода)

H₂S + O₂ = H₂O + SO₂ (избыток кислорода)

H₂S + HClO₃ = H₂SO₄ + HCl

Качественная реакция

Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + HNO₃

Оксид серы — SO

₂

Сернистый газ — SO₂ — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).

Получение

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

FeS₂ + O₂ = (t) FeO + SO₂

В лаборатории SO₂ получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.

K₂SO₃ + H₂SO₄ = (t) K₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

Cu + H₂SO_4(конц.) = (t) CuSO₄ + SO₂ + H₂O

Кислотные свойства

С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.

K₂O + SO₂ = K₂SO₃

NaOH + SO₂ = NaHSO₃

2NaOH + SO₂ = Na₂SO₃ + H₂O

Восстановительные свойства

Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.

Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O = FeSO₄ + H₂SO₄

SO₂ + O₂ = (t, кат. — Pt) SO₃

Как окислитель

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).

CO + SO₂ = CO₂ + S

H₂S + SO₂ = S + H₂O

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Получение

SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃

Химические свойства

Диссоциация

Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

H₂SO₃ = H⁺ + HSO₃^—

HSO₃^— = H⁺ + SO₃^2-

Кислотные свойства

В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.

CaO + H₂SO₃ = CaSO₃ + H₂O

H₂SO₃ + 2KOH = 2H₂O + K₂SO₃ (соотношение кислота — основание, 1:2)

H₂SO₃ + KOH = H₂O + KHSO₃ (соотношение кислота — основание, 1:1)

Окислительные свойства

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

H₂SO₃ + H₂S = S↓ + H ₂O

Восстановительные свойства

Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

H₂SO₃ + Br₂ = H₂SO₄ + HBr

Оксид серы VI — SO

₃

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

Получение

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO₂ кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия — Pr, V₂O₅).

SO₂ + O₂ = (кат) SO₃

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.

Fe₂(SO₄)₃ = (t) SO₃ + Fe₂O₃

Химические свойства

Кислотные свойства

Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.

SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O (основание в избытке — средняя соль)

SO₃ + KOH = KHSO₄ + H₂O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)

SO₃ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + H₂O

SO₃ + Li₂O = Li₂SO₄

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Окислительные свойства

SO₃ — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO₂.

SO₃ + P = SO₂ + P₂O₅

SO₃ + H₂S = SO₂ + H₂O

SO₃ + KI = SO₂ + I₂ + K₂SO₄

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

«Сера. Аллотропия. Свойства и применение».

Выполнил: учитель химии Канаев Семен Иванович МБОУ Джебарики-Хаинская СОШ, п.Джебарики-Хая, Республика Саха/Якутия Учитель химии Канаев Семен Иванович МБОУ Джебарики-Хаинская СОШ, Республика Саха/Якутия

Сера. Аллотропия. Свойства и применение.

Сера — элемент III периода, VI группы, главной подгруппы. Заряд ядра атома серы равен +16. В ядре атома серы 16 протонов, 16 нейтронов. В атоме серы 16 электронов. Электронное строение атома серы На внешнем уровне в атоме 6 электронов. Степень окисления атома серы низшая равна -2 , высшая равна +6 Простое вещество сера являетcя неметаллом. Формула высшего оксида серы SO3 , его характер кислотный . Формула гидроксида серы h3SO4 , его характер кислотный . Поставьте пропущенные слова 1s2 2s2 3s2 3p4 2p6

Валентные состояния атома серы Валентность IV, Ст. окисления +4 Валентность VI, Ст. окисления +6 Валентность II, ст. окисления -2, +2 3s 3p 3d0 3s 3p 3d 3s 3p 3d

Задание. Задание. Определите степени окисления серы в следующих соединениях: S, h3S, Na2S, SO2, SO3, h3SO3, h3SO4, Na2SO3, Na2SO4 и запишите их в таблицу. Характерная степень окисления Примеры веществ — 2 0 + 4 + 6

! В природе сера встречается очень часто, она входит в состав многих органических и минеральных веществ, а также в самородном виде. Нахождение серы в природе ! Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре — 0,052 % Самородная сера Сульфидная сера Сульфатная сера Ромбическая сера S8 Сероводород h3S, киноварь HgS, свинцовый блеск PbS, пирит FeS2 Гипс CaSO4 · 2h3O, глауберовая соль Na2SO4 ·10h3O

сфалерит Сфалерит, цинковая обманка -ZnS Химический состав содержание (в %): Zn— 67,1; S — 32,9; из примесей наиболее характерно железо Из сфалерита выплавляют металлический Zn. Сфалерит используют в лакокрасочном производстве для изготовления цинковых белил. Большое значение имеет получение из природного сфалерита химически чистого ZnS, применяемого как люминофор.

Пирит Пирит — FeS2, Химический состав содержание (в %): Fe— 46,6; S — 53,4; отмечаются незначительные примеси кобальта, никеля, мышьяка, сурьмы, меди, золота, серебра, селена. один из самых распространённых в Земной коре сульфидов. Является сырьём для получения серной кислоты, серы и железного купороса.

Галенит Галенит, свинцовый блеск -PbS. Химический состав—содержание (в %): Pb— 86,6; S — 13,4; обычны примеси серебра, селена, висмута, мышьяка, сурьмы, меди, цинка.

Аллотропия серы Аллотропные модификации серы Ромбическая Моноклинная Пластическая При нормальных условиях все модификации серы с течением времени превращаются в ромбическую Опыт

Сера ромбическая Сера моноклинная Цвет – лимонно-желтый; tпл. = 112,8ºС; ρ = 2,07г/см3 Цвет – медово-желтый; tпл. = 119,3ºС; ρ = 1,96г/см3 сера пластическая Цвет – темно-коричневый; tпл. = 444,6ºС; ρ = 1,96г/см3

Аллотропные модификации серы. Аллотропные модификации серы. Аллотропная модификация Строение молекулы Формула Физические свойства Кристаллическая сера Пластическая сера

с сложными веществами с неметаллами металлами Химические свойства cеры S 

Химические свойства серы Взаимодействие с металлами (искл. золото, платина ) 2Na0 + S0 = Na2+1S-2 Na 0 — 1е → Na+1 восстановитель S 0 + 2е → S-2 окислитель демеркуризация Нg + S = HgS Образуются сульфиды 1 группа

Взаимодействие Взаимодействие с водородом h30 + S0 = h3+1 S-2 h3 0 — 2е → 2H+1 восстановитель S0 + 2е → S-2 окислитель Химические свойства cеры 2 группа

Взаимодействие Взаимодействие с кислородом O20 + S0 = S+4 O2-2 S0 — 4е → S+4 восстановитель O2 0 + 4е → 2О-2 окислитель Химические свойства серы Взаимодействие серы с кислородом 3 группа

Применение серы Медицина Производство серной кислоты Сельское хозяйство Производство спичек Производство резины Производство взрывчатых веществ Красители

Проверка знаний Тест «Сера»

Используемые источники Учебниках Рудзитиса Г. Е., Фельдмана Ф.Г. «Химия 9».- М.: «Просвещение», 2010г М.Фримантл «Химия в действии», 2 часть, М,, Мир, 1991 г, стр191-192; http://ru.wikipedia.org/wiki/ http://www.catalogmineralov.ru/1.html http://webelements.narod.ru/elements/S.htm http://www.uchmarket.ru/n_2237_9.htm http://archive.businesskomi.ru/rk/branches/4887/ http://www.mtodelta.ru/?id=histal1

Соединения серы (IV)

SO

₂ — оксид серы (IV). Физические свойства.

SO₂ — диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид. При обычной температуре — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется — 40 л SO₂).

Способы получения

1. Окисление кислородом серы, сероводорода, сульфидов

2. Термическое разложение сульфитов

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

3.Действие сильных кислот на сульфиты

Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂ + Н₂O + 2NaCI

4. Взаимодействие конц. H₂SO₄ с восстановителями, например:

2H₂SO₄ + Си = SO₂↑ + CuSO₄ + 2Н₂O

Химические свойства

При растворении SO₂ в воде происходит его частичное соединение с молекулами воды — об разуется слабая сернистая кислота.

SO₂ + СаО = CaSO₃ сульфит кальция

SO₂ + NaOH = NaHSO₃ гидросульфит натрия

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃ сульфит натрия

Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO₃:

2SO₂ + O₂ = SO₃

SO₂ + O₃ = SO₃+ O₂

SO₂+ NO₂ = SO₃ + NO

На свету легко окисляется хлором:

SO₂ + Cl₂ — SO₂Cl₂ хлористый сульфурил

В водных растворах при окислении SO₂ образуется серная кислота H₂SO₄:

SO₂ + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO₂

SO₂ + Н₂O₂ = H₂SO₄

Обесцвечивание окрашенных окислителей (КМпO₄ и Вr₂) — качественная реакция для распознавания SO₂ (например, отличие его от СO₂, СО, СН₄ и многих других газов):

SO₂ + Вr₂ + 2Н₂О = H₂SO₄ + 2НВr

3SO₂ + 2КМпO₄ + 4Н₂О = 3H₂SO₄ + 2MnO₂↓ + 2КОН

Продуктом восстановления SO₂ чаще всего является свободная сера.

SO₂ + 2Н₂S = 3S↓ + 2Н₂О

SO₂ + 2СО = S + 2CO₂

H

₂SO₃ — сернистая кислота

В свободном состоянии не выделена. Очень непрочное соединение. Образуется при растворении SO₂ в воде. Обладает свойствами слабой кислоты.

Сульфиты и гидросульфиты

2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) — сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые — гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

Сульфиты щелочных Me и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных Me нерастворимы в воде (или не существуют).

Гидросульфиты Me хорошо растворимы в Н₂O, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO₃)₂.

Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий цвет).

SO₃^— + Н₂O = HSO₃^— + ОН^—

Na₂SO₃ + Н₂O = NaHSO₃ + NaOH

Химические свойства сульфитов

1. Взаимодействие с сильными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂↑ + Н₂O

NaHSO₃ + HCl = NaCl + SO₂↑ + Н₂O

Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO₂ и Н₂O.

2. Термическое разложение сульфитов:

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

3. Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO₂, превращаются в гидросульфиты

CaSO₃ + SO₂ + Н₂O = Ca(HSO₃)sub>2

Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются в растворимые гидросульфиты

4. Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:

Na₂SO₃ + ZnCl₂ = ZnSO₃↓ + 2NaCl

I. Сульфиты как восстановители.

Сульфиты, подобно SO₂, могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO₃ находятся в промежуточной С. О. +4

В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:

Na₂SO₃ + Вr₂ + Н₂O = Na₂SO₄ + 2НВr

5K₂SO₃ + 2КМпO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3Н₂O

Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:

2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄

II. Сульфиты как окислители.

Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как С, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:

Na₂SO₃ + ЗС = Na₂S + ЗСО

III. Диспропорционирование сухих сульфитов.

При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K₂SO₃ = 3K₂SO₄ + K₂S

Цезий (Cs) – Химические свойства, воздействие на здоровье и окружающую среду

Цезий

Металл характеризуется спектром, содержащим две яркие линии синего цвета (отсюда его название). Это серебристо-золотой, мягкий и пластичный. Это самый электроположительный и самый щелочной элемент. Цезий, галлий и ртуть — единственные три металла, которые находятся в жидком состоянии при комнатной температуре или около нее. Цезий взрывоопасно реагирует с холодной водой и реагирует со льдом при температуре выше -116°С.Гидроксид цезия является сильным основанием и разъедает стекло. Цезий реагирует с галогенами с образованием фторида, хлорида, бромида и йодида. Металлический цезий быстро окисляется на воздухе и может образовывать опасный супероксид на своей поверхности.

Области применения

Цезий используется в промышленности в качестве активатора катализатора, повышающего эффективность других оксидов металлов в емкости и для гидрирования органических соединений. Нитрат цезия используется для изготовления оптических стекол.Цезий иногда используется для удаления следов кислорода из вакуумных трубок и лампочек. Соли цезия используются для упрочнения различных видов стекла. Хлорид используется в фотоэлементах, в оптических приборах и для повышения чувствительности электронных ламп. Цезий используется в атомных часах, а в последнее время — в ионных двигательных установках.

Цезий в окружающей среде

Хотя цезия гораздо меньше, чем других щелочных металлов, он все же более распространен, чем такие элементы, как мышьяк, йод и уран.Минералов цезия известно немного, основным является поллюцит: это силикатные магмы, остывшие от гранитов.
Мировое производство соединений цезия составляет всего 20 тонн в год, в основном из озера Берник (Канада) и немного из Зимбабве и Юго-Западной Африки.

Люди могут подвергаться воздействию цезия при дыхании, питье или еде. В воздухе уровни цезия, как правило, низкие, но радиоактивный цезий был обнаружен в некоторой степени в поверхностных водах и во многих видах пищевых продуктов.

Количество цезия в пищевых продуктах и напитках зависит от выбросов радиоактивного цезия на атомных электростанциях, в основном в результате аварий. Эти аварии не происходили после Чернобыльской катастрофы в 1986 году. Люди, работающие в атомной энергетике, могут подвергаться воздействию более высоких уровней цезия, но для предотвращения этого можно принять множество мер предосторожности.

Маловероятно, что последствия для здоровья людей могут быть связаны с самим цезием. При контакте с радиоактивным цезием, что крайне маловероятно, у человека может произойти повреждение клеток из-за излучения частиц цезия.Из-за этого могут возникнуть такие эффекты, как тошнота, рвота, диарея и кровотечение. При длительном воздействии человек может даже потерять сознание. Затем может последовать кома или даже смерть. Насколько серьезны последствия, зависит от сопротивляемости отдельных людей, продолжительности воздействия и концентрации, которой подвергается человек.

Цезий встречается в окружающей среде в основном в результате эрозии и выветривания горных пород и минералов. Он также попадает в воздух, воду и почву при добыче и измельчении руды.
Радиоактивные изотопы цезия могут выбрасываться в воздух атомными электростанциями, а также при ядерных авариях и испытаниях ядерного оружия.

Концентрация радиоактивных изотопов может быть уменьшена только в результате радиоактивного распада. Нерадиоактивный цезий может либо разрушаться при попадании в окружающую среду, либо реагировать с другими соединениями с образованием очень специфических молекул. И радиоактивный, и стабильный цезий химически действуют в организме человека и животных одинаково.

Цезий в воздухе может перемещаться на большие расстояния, прежде чем оседать на земле. В воде и почве большинство соединений цезия хорошо растворимы в воде. Однако в почвах цезий не вымывается в грунтовые воды. Он остается в верхних слоях почвы, так как прочно связывается с частицами почвы и, как следствие, не доступен для поглощения через корни растений. Радиоактивный цезий может проникнуть в растения, упав на листья.

У животных, подвергшихся воздействию очень высоких доз цезия, наблюдаются изменения в поведении, такие как повышенная или пониженная активность.

Назад к периодическим элементам диаграммы .

Осмий (Os) – химические свойства, влияние на здоровье и окружающую среду

Осмий

Осмий – блестящий серебристый металл, один из металлов так называемой платиновой группы. Это самый плотный из известных металлов, хотя и очень узкий. Осмий не действует на воду и кислоты, но растворяется в расплавленных щелочах. Порошок осмия медленно реагирует с кислородом воздуха и выделяет заметное количество паров четырехокиси осмия.

Применение

Металл используется в некоторых сплавах и в промышленности в качестве катализатора. Когда-то его можно было встретить в перьях высококачественных перьевых ручек, иглах компаса, долговечных иглах граммофонов и подшипниках часов благодаря его исключительной твердости и коррозионной стойкости.

Осмий в окружающей среде

Осмий в основном встречается в сплавах с другими платиновыми металлами, из которых он извлекается в промышленных масштабах. Наиболее важными рудами являются иридосмин и осмиридий.Иридосмин — редкий минерал, встречающийся в России, Северной и Южной Америке. Ежегодно производится менее 100 кг. Спрос на металл, который трудно изготовить, невелик.

Воздействие осмия на здоровье

Четырехокись осмия OsO ₄ высокотоксична. Даже такие низкие концентрации в воздухе, как 10 ^-7 г·м ^-3, могут вызвать застой в легких, повреждение кожи и серьезное повреждение глаз. В частности, с оксидом должен работать только квалифицированный химик.

Четырехокись осмия может всасываться в организм при вдыхании его паров, при вдыхании аэрозоля и при приеме внутрь.

Риск при вдыхании: При испарении этого вещества при 20°C очень быстро может быть достигнуто опасное загрязнение воздуха.

Вдыхание: Ощущение жжения. Кашель. Головная боль. Свистящее дыхание. Одышка. Зрительные расстройства. Симптомы могут проявиться позже. Кожа: Покраснение.Кожа горит. Боль. Изменение цвета кожи. волдыри. Глаза: Покраснение. Боль. Затуманенное зрение. Потеря зрения. Тяжелые глубокие ожоги. Проглатывание: Спазмы в животе. Обжигающее ощущение. Шок или коллапс.

Химическая опасность: Вещество разлагается при нагревании с образованием паров осмия. Вещество является сильным окислителем и реагирует с горючими материалами и восстановителями. Реагирует с соляной кислотой с образованием токсичного газообразного хлора.Со щелочами образует нестойкие соединения.

Последствия кратковременного воздействия: Слезоточивость. Вещество разъедает глаза, кожу и дыхательные пути. Вдыхание этого вещества может вызвать отек легких. Воздействие высоких концентраций может привести к смерти. Эффекты могут быть отсрочены.

Последствия длительного или многократного воздействия: Повторяющийся или продолжительный контакт с кожей может вызвать дерматит. Вещество может оказывать действие на почки.

Воздействие осмия на окружающую среду

Информация не найдена в наших избранных ссылках. Однако мы ожидаем, что экотоксичность осмия будет очень низкой из-за его силы в качестве окислителя, что позволяет легко превращать его в диоксид, форму металла, которая является достаточно безвредной.

Вернуться к периодическим элементам диаграммы.

Свойства серы

Свойства серы — Каковы физические свойства серы?
Каковы физические свойства серы? Физические свойства серы — это характеристики, которые можно наблюдать без превращения вещества в другое вещество.Физические свойства обычно те, которые можно наблюдать с помощью наших органов чувств, такие как цвет, блеск, температура замерзания, точка кипения, точка плавления, плотность, твердость и запах. Физические свойства серы следующие:

9007

Каковы физические свойства серы?
Цвет	бледно-желтый — не металлический
фаза


кристаллическая структура и формы	ромбический, аморфный и призматический
* Allotropic	Есть несколько известных Allotropes в том числе Breimstone
Offorless	Poorless



Растворимость	Нерастворимый в воде
Точка кипения	Точка кипения	.6C
Проводимость	Плохой проводник тепла и электричества
Вязкость (сопротивление течению — липкость)	При плавлении сера превращается в подвижную жидкость желтого цвета, которая буреет и становится вязкой, темной коричневая масса при температуре около 190С. Вязкость уменьшается выше 190°С, а при 300°С сера снова становится текучей жидкостью

*Аллотропные — Аллотропы — это формы элемента с разными физическими и химическими свойствами, встречающиеся в двух или более кристаллических формах в одном и том же физическом состоянии.

Свойства серы. Каковы химические свойства серы?
Каковы химические свойства серы? Это характеристики, которые определяют, как оно будет реагировать с другими веществами или превращать из одного вещества в другое. Чем лучше мы знаем природу вещества, тем лучше мы способны понять его. Химические свойства можно наблюдать только во время химической реакции. Реакции на вещества могут быть вызваны изменениями, вызванными горением, ржавлением, нагреванием, взрывом, потускнением и т. д.Химические свойства серы следующие:

Каковы химические свойства серы?
Химическая формула

Соединения	Привычные соединения представляют собой сульфит натрия, сульфид водорода (ядовитый газ, который пахнет тухлыми яйцами) и серной кислотой
Окисление	Оксиды серы диоксид и триоксид серы, которые при растворении в воде образуют сернистую кислоту и серную кислоту соответственно
Реакционная способность	Химически активен, особенно при нагревании, и соединяется почти со всеми элементами. При нагревании сера вступает в реакцию с металлами, образуя соответствующие сульфиды

Факты и информация о свойствах серы
ученики. Доступ к дополнительным фактам и информации о Периодической таблице и ее элементах можно получить через карту сайта Периодической таблицы.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

Настройка браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

18.10 Наличие, получение и свойства серы – химия

Глава 18.Типичные металлы, металлоиды и неметаллы

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

Описать свойства, получение и использование серы

Сера существует в природе в виде элементарных отложений, а также в виде сульфидов железа, цинка, свинца и меди, а также сульфатов натрия, кальция, бария и магния. Сероводород часто является компонентом природного газа и встречается во многих вулканических газах, подобных газам, показанным на рисунке 1.Сера входит в состав многих белков и необходима для жизни.

Рисунок 1. Вулканические газы содержат сероводород. (Фото: Daniel Julie/Wikimedia Commons)

Процесс Frasch , показанный на рис. 2, играет важную роль в добыче свободной серы из огромных подземных месторождений в Техасе и Луизиане. Перегретая вода (170 °C и давление 10 атм) подается по крайней из трех концентрических труб в подземное месторождение. Горячая вода плавит серу.Самая внутренняя труба направляет сжатый воздух в жидкую серу. Воздух заставляет жидкую серу, смешанную с воздухом, течь вверх через выпускную трубу. Перенос смеси в большие отстойники позволяет отделить твердую серу при охлаждении. Эта сера имеет чистоту от 99,5% до 99,9% и не требует очистки для большинства применений.

Рисунок 2. Процесс Фраша используется для добычи серы из подземных месторождений.

Большие количества серы также поступают из сероводорода, извлеченного при очистке природного газа.

Сера существует в нескольких аллотропных формах. Стабильная форма при комнатной температуре содержит восьмичленные кольца, поэтому истинная формула S ₈ . Однако химики обычно используют S для упрощения коэффициентов в химических уравнениях; мы будем следовать этой практике в этой книге.

Химический состав серы со степенью окисления 2- аналогичен химическому составу кислорода. Однако, в отличие от кислорода, сера образует множество соединений, в которых она проявляет положительные степени окисления.

Сера (группа 16) реагирует почти со всеми металлами и легко образует сульфид-ион S ^2-, в котором она имеет степень окисления 2-. Сера реагирует с большинством неметаллов.

Химия Упражнения в конце главы

Объясните, почему сероводород при комнатной температуре представляет собой газ, тогда как вода с более низкой молекулярной массой является жидкостью.
Укажите степень гибридизации и окисления серы в SO ₂ , в SO ₃ и в H ₂ SO ₄ .
Какая кислота сильнее, NaHSO ₃ или NaHSO ₄ ?
Определите степень окисления серы в SF ₆ , SO ₂ F ₂ и KHS.
Какая кислота сильнее, серная кислота или серная кислота? Почему?
Кислород образует двойные связи в O ₂ , а сера образует одинарные связи в S ₈ .Почему?
Назовите структуру Льюиса каждого из следующих элементов:
(а) СФ ₄
(б) К ₂ СО ₄
(с) SO ₂ Cl ₂
(г) Н ₂ SO ₃
(д) СО ₃
Напишите два сбалансированных химических уравнения, в которых серная кислота действует как окислитель.
Объясните, почему ковалентная молекула серной кислоты H ₂ SO ₄ растворяется в воде и образует раствор, содержащий ионы.
Сколько граммов английской соли (MgSO ₄ ⋅7H ₂ O) образуется из 5,0 кг магния?

Глоссарий

Процесс Фраша: важное значение при добыче свободной серы из огромных подземных месторождений

Решения

Ответы на упражнения по химии в конце главы

2. СО ₂ , сп ² 4+; SO ₃ , сп ² , 6+; H ₂ SO ₄, sp ³, 6+

4.SF ₆ : S = 6+; SO ₂ F ₂ : S = 6+; KHS: S = 2−

6. Сера способна образовывать двойные связи только при высоких температурах (в основном эндотермических условиях), чего нельзя сказать о кислороде.

8. Существует много возможных ответов, включая:
[латекс]\текст{Cu}(s)\;+\;2\text{H}_2\text{SO}_4(l)\;{\longrightarrow}\ ;\text{CuSO}_4(водн.)\;+\;\text{SO}_2(g)\;+\;2\text{H}_2\text{O}(l)[/latex]
[ латекс]\текст{C}(s)\;+\;2\text{H}_2\text{SO}_4(l)\;{\longrightarrow}\;\text{CO}_2(g)\; +\;2\text{SO}_2(g)\;+\;2\text{H}_2\text{O}(l)[/latex]

10.5,1 × 10 ⁴ г

Диоксид серы | Национальный реестр загрязнителей

Описание

В качестве консерванта для фруктов и в качестве пищевого консерванта или добавки.
На стадии ферментации виноделия.
Для отбеливания текстильных волокон.
При производстве бумаги.
В качестве дезинфицирующего средства на пивоваренных и пищевых предприятиях.
В качестве фумиганта для зерна, винограда и цитрусовых.

Информация о веществе

Название вещества: Диоксид серы

Номер CASR: 7446-09-5

Молекулярная формула: SO ₂

Синонимы: оксид серы, оксид серы, сернистый ангидрид, диоксид серы