Кислород и сера в природе и сельском хозяйстве

Размещено на http://www.allbest.ru/

Кислород и сера в природе и сельском хозяйстве



1.Строение атома

Кислород (O, лат. oxygenium) -- химический элемент, второго периода периодической системы, с атомным номером 8.

Сера -- элемент 16-й группы (по устаревшей классификации -- главной подгруппы VI группы), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16.

Электронное строение атома кислорода

Атом кислорода имеет две оболочки, как и все элементы, расположенные во втором периоде. Номер группы -VI (халькогены) - свидетельствует о том, что на внешнем электронном уровне атома азота находится 6 валентных электронов. Обладает высокой окислительной способностью (выше только у фтора).

Электронная конфигурация основного состояния записывается следующим образом:

1s22s22p4.

Кислород - элемент p-семейства. Энергетическая диаграмма для валентных электронов в невозбужденном состоянии выглядит следующим образом:

У кислорода есть 2 пары спаренных электронов и два неспаренных электрона. Во всех своих соединениях кислород проявляет валентность II.

Электронное строение атома серы

Атом серы состоит из положительно заряженного ядра (+16), состоящего из 16 протонов и 16 нейтронов, вокруг которого по 3-м орбитам движутся 16 электронов.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+16S)2)8)6;

1s22s22p63s23p4.

На внешнем энергетическом уровне атома серы находится шесть электронов, все они считаются валентными. Энергетическая диаграмма принимает следующий вид:

Наличие двух неспаренных электронов свидетельствует о том, что сера способна проявлять степень окисления +2. Также возможно несколько возбужденных состояний из-за наличия вакантной 3d-орбитали. Сначала распариваются электроны 3p -подуровня и занимают свободные d-орбитали, а после - электроны 3s-подуровня:

Этим объясняется наличие у серы ещё двух степеней окисления: +4 и +6.



2.Нахождение в природе. Сера в природе

Рис. 1 Самородная сера на вулкане Килауэа

Большие скопления самородной серы (с содержанием > 25 %) редки, они встречаются в местах вулканической активности, им сопутствуют сернистые фумаролы(трещина или отверстие в кратарах ,на склонах и у подножья вулканов и является источником горячих газов) и сернистые воды.

Серная руда разрабатывается в месторождениях самородной серы, добывается из сульфидных руд и промышленных газов.

Серные бактерии могут окислять сероводород от гниющих органических остатков до серы и накапливать её.

3.Природные минералы серы

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и в связанном виде.

Важнейшие природные минералы серы: FeS2 -- железный колчедан, или пирит, ZnS -- цинковая обманка, или сфалерит (вюрцит), PbS -- свинцовый блеск, или галенит, HgS -- киноварь, Sb2S3 -- антимонит, Cu2S -- халькозин, CuS -- ковеллин, CuFeS2 -- халькопирит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера -- шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обусловливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Кислород -- самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода -- 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 10 тонн). Однако до появления первых фотосинтезирующих архей 3,5 млрд лет назад в атмосфере его практически не было. Свободный кислород в больших количествах начал появляться в палеопротерозое (3--2,3 млрд лет назад) в результате глобального изменения состава атмосферы (кислородной катастрофы). Первый миллиард лет практически весь кислород поглощался растворённым в океанах железом и формировал залежи джеспилита. 3--2,7 млрд лет назад он начал выделяться в атмосферу и 1,7 млрд лет назад достиг 10 % от нынешнего уровня.

Наличие большого количества растворённого и свободного кислорода в океанах и атмосфере привело к вымиранию большинства анаэробных организмов. Тем не менее, клеточное дыхание с помощью кислорода позволило аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным, сделав их доминирующими.

С начала кембрия 540 млн лет назад содержание кислорода колебалось от 15 % до 30 % по объёму. К концу каменноугольного периода (около 300 миллионов лет назад) его уровень достиг максимума в 35 % по объёму, который, возможно, способствовал большому размеру насекомых и земноводных в это время.

Основная часть кислорода на Земле выделяется фитопланктоном Мирового океана. Около 60 % кислорода от используемого живыми существами расходуется на процессы гниения и разложения, 80 % кислорода, производимого лесами, уходит на гниение и разложение растительности лесов.

Деятельность человека очень мало влияет на количество свободного кислорода в атмосфере. При нынешних темпах фотосинтеза понадобится около 2000 лет, чтобы восстановить весь кислород в атмосфере.

Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле -- около 65 %.

4.Физические свойства

При нормальных условиях кислород -- это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде и спирте. Хорошо растворяется в расплавленном серебре. Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах(элегаз,дихлордифторметан,воздух,азот,водород,инертные газы).

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при +2000 °C -- 0,03 %, при +2600 °C -- 1 %, +4000 °C -- 59 %, +6000 °C -- 99,5 %.

Жидкий кислород (температура кипения ?182,98 °C) -- это бледно-голубая жидкость.

Твёрдый кислород (температура плавления ?218,35 °C) -- синие кристаллы.



5.Физические свойства серы

минеральный кислород химический

Рис.2. Природный сросток кристаллов самородной серы

Рис.3Горение серы

Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера -- хрупкое вещество жёлтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую). Формулу серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима, но хорошо растворяется в органических растворителях, например, в сероуглероде, скипидаре.

Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %). Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость, которая выше 160 °C превращается в очень вязкую тёмно-коричневую массу. Наибольшую вязкость расплав серы приобретает при температуре 190 °C; дальнейшее повышение температуры сопровождается уменьшением вязкости и выше 300 °C расплавленная сера снова становится подвижной. Это связано с тем, что при нагревании серы она постепенно полимеризуется, увеличивая длину цепочки с повышением температуры. При нагревании серы свыше 190 °C полимерные звенья начинают рушиться.

Сера может служить простейшим примером электрета. При трении сера приобретает сильный отрицательный заряд.

6.Химические свойства

Кислород

Сильный окислитель, самый активный неметалл после фтора, образует бинарные соединения (оксиды) со всеми элементами, кроме гелия, неона, аргона. Наиболее распространённая степень окисления ?2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

4Li + O2 2Li2O{\displaystyle {\mathsf {4Li+O_{2}\rightarrow 2Li_{2}O}}} 2Sr + O2 2SrO

{\displaystyle {\mathsf {2Sr+O_{2}\rightarrow 2SrO}}}Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

{\displaystyle {\mathsf {2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}\uparrow }}}2NO + O2 2NO2 |

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

2C6H6 + 15O2 12CO2 + 6H2O{\displaystyle {\mathsf {2C_{6}H_{6}+15O_{2}\rightarrow 12CO_{2}+6H_{2}O}}}

CH3CH2OH + 3O2 2CO2 + 3H2O

{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}CH_{2}OH+3O_{2}\rightarrow 2CO_{2}+3H_{2}O}}}При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}CH_{2}OH+O_{2}\rightarrow CH_{3}COOH+H_{2}O}}}CH3CH2OH + O2 CH3COOH + H2O

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной ?1.

· Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na + O2 Na2O2

{\displaystyle {\mathsf {2Na+O_{2}\rightarrow Na_{2}O_{2}}}}

· Некоторые оксиды поглощают кислород:

{\displaystyle {\mathsf {2BaO+O_{2}\rightarrow 2BaO_{2}}}} 2BaO + O2 2BaO2

· По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+O_{2}\rightarrow H_{2}O_{2}}}}H2 + O2 H2O2

· В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления ?Ѕ, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O?2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Na2O2 + O2 2NaO2{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+O_{2}\rightarrow 2NaO_{2}}}}

· Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

K + O2 KO2 {\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\rightarrow KO_{2}}}}

· Неорганические озониды содержат ион O?3 со степенью окисления кислорода, формально равной ?1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

{\displaystyle {\mathsf {3KOH+3O_{3}\rightarrow 2KO_{3}+KOH*H_{2}O+2O_{2}\uparrow }}} 3KOH + 3O3 2KO3 + KOH * H2O + 2O2 |

· В ионе диоксигенила O2+ кислород имеет формально степень окисления +Ѕ. Получают по реакции:

PtF6 + O2 O2PtF6{\displaystyle {\mathsf {PtF_{6}+O_{2}\rightarrow O_{2}PtF_{6}}}}

В этой реакции, кислород проявляет восстановительные свойства.

Сера

На воздухе сера горит, образуя сернистый газ -- бесцветный газ с резким запахом:

S + O2 SO2{\displaystyle {\mathsf {S+O_{2}\rightarrow SO_{2}}}}

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO.

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:

S + 3F2 SF6{\displaystyle {\mathsf {S+3F_{2}\rightarrow SF_{6}}}}

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид):

2S + Cl2 S2Cl2{\displaystyle {\mathsf {2S+Cl_{2}\rightarrow S_{2}Cl_{2}}}}

{\displaystyle {\mathsf {S+Cl_{2}\rightarrow SCl_{2}}}}S + Cl2 SCl2

При избытке серы также образуются разнообразные дихлориды полисеры типа SnCl2.

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых -- высший сульфид P2S5:

5S + 2P (t) P2S5{\displaystyle {\mathsf {5S+2P{\xrightarrow {t^{o}}}\ P_{2}S_{5}}}}

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

S + H2 (t)H2S{\displaystyle {\mathsf {S+H_{2}{\xrightarrow {t^{o}}}\ H_{2}S}}} (сероводород)

C + 2S(t) CS2{\displaystyle {\mathsf {C+2S{\xrightarrow {t^{o}}}\ CS_{2}}}} (сероуглерод)

Si + 2S(t) SiS2{\displaystyle {\mathsf {Si+2S{\xrightarrow {t^{o}}}\ SiS_{2}}}} (сульфид кремния)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто -- весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:

2Na + S (t) Na2S{\displaystyle {\mathsf {2Na+S{\xrightarrow {t^{o}}}\ Na_{2}S}}}

Ca + S (t) CaS

2Al + 3S (t) Al2S3

Fe + S (t) FeS

{\displaystyle {\mathsf {Ca+S{\xrightarrow {t^{o}}}\ CaS}}}{\displaystyle {\mathsf {2Al+3S{\xrightarrow {t^{o}}}\ Al_{2}S_{3}}}}{\displaystyle {\mathsf {Fe+S{\xrightarrow {t^{o}}}\ FeS}}}Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Na2S + S Na2S2{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S+S\rightarrow Na_{2}S_{2}}}}

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

3S + 6KOH{\displaystyle {\mathsf {3S+6KOH}}}(расплав)  K2SO3 + 2K2S + 3H2O{\displaystyle {\mathsf {{\xrightarrow {t^{o}}}\ K_{2}SO_{3}+2K_{2}S+3H_{2}O}}}Размещено на http://www.allbest.ru/

.

Полученный сплав называется серной печенью.

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

S + 6HNO3{\displaystyle {\mathsf {S+6HNO_{3}}}}(конц.) (t) H2SO4 +6NO2| + 2H2O{\displaystyle {\mathsf {{\xrightarrow {t^{o}}}\ H_{2}SO_{4}+6NO_{2}}}\uparrow {\mathsf {+2H_{2}O}}}

S + 2H2SO4{\displaystyle {\mathsf {S+2H_{2}SO_{4}}}}(конц.) (t) 3SO2 | + 2H2O{\displaystyle {\mathsf {{\xrightarrow {t^{o}}}\ 3SO_{2}}}\uparrow {\mathsf {+2H_{2}O}}}



7.Способы получения

Кислород

В обычных условиях кислород представляет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Температуры плавления и кипения соответственно равны (-218,9) и (183). Твердый кислород синего цвета, а жидкий - голубого. Окраска обусловлена взаимным влиянием молекул.В промышленности кислород получают из воздуха. Для этого воздух сильным охлаждением сначала сжижается, а затем жидкий воздух подвергается испарению. Азот воздуха улетучивается раньше кислорода, а кислород остается в жидком состоянии.Получение кислорода в лаборатории основано на разложении богатых им, но сравнительно непрочных веществ. Обычно применяется хлорноватистый калий («бертолетова соль»), распадающийся при нагревании на хлористый калий и кислород:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Кислород может быть получен в лаборатории также рядом других методов, из которых наиболее удобны: а) слабое накаливание перманганата калия; б) приливание по каплям раствора перманганата калия к подкисленному серной кислотой раствору перекиси водорода; в) действие воды в присутствии солей кобальта на перекись натрия; г) действие разбавленной азотной кислоты на смесь равных весовых частей оксида бария и оксида свинца (IV); д) разложение воды, содержащей серную кислоту или гидроксид натрия, постоянным электрическим током (одновременно образуется также водород).2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O22H2O2 = 2H - 2O + O2

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O22HgO = 2Hg + O2



2H2O = 2H + O2Так как кислород несколько тяжелее воздуха и малорастворим в воде, его можно собирать двумя способами: над водой и вытеснением воздуха из сосуда.

Сера

1. Из самородных руд

2. При нагревании пирита без доступа воздуха

FeS2 = FeS + S.

3. Окислением сероводорода при недостатке кислорода

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

4. Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора

H2S + SO2 = 2H2O + 3S

8.Применение в сельском хозяйстве

Кислород

В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Сера

Примерно половина производимой серы используется в производстве серной кислоты.

Серу применяют для вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная -- лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента -- для получения серобетона. Сера находит применение для производства пиротехнических составов, ранее использовалась в производстве пороха, применяется для производства спичек. Серная лампа - источник белого света, очень близкого к солнечному, с высоким КПД.

Размещено на Allbest.ru

...