Реферат на тему оксиды серы

Обновлено: 02.07.2024

Сера с кислородом образует два оксида: SO₂ – оксид серы (IV) и SO₃ – оксид серы (VI).

Оксид серы (IV) — SO₂ (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Сернистый газ – это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H₂SO₃.

Химические свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

б) с основными оксидами:

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

Как окислитель SO₂ реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

Как восстановитель SO₂ реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т.д.:

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Применение

Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO₂ идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO₃ (серный ангидрид)

Серный ангидрид SO₃ – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 о С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

а) с основаниями, образуя два типа солей – кислые (гидросульфиты) и средние (сульфаты):

Особым свойством SO₃ является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO₃ в серной кислоте имеет название олеум.

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO₂):

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

Серная кислота H₂SO₄

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO₄∙7H₂O): 2FeSO₄ = Fe₂O₃ + SO₃↑ + SO₂↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO₃ + 5S = 3K₂SO₄ + 2SO₃↑ + 3N₂↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H₂SO₄ называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.

В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт NO₂). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Серная кислота – это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H₂SO₄ менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO₄ 2+ приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO₄. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно – восстановительные свойства

В разбавленной H₂SO₄ окислителями являются ионы водорода Н + , а в концентрированной – сульфат-ионы SO₄ 2+ . Ионы SO₄ 2+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н + (см.схему).

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO₂.

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO₂, S, H₂S:

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO₂:

Получение и применение

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

Окисление SO₂ в SO₃ в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.

Соли серной кислоты

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO₄, еще менее PbSO₄ и практически нерастворим BaSO₄). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO₄ ∙ 5H₂O медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O железный купорос

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO₃:

*на изображении записи фотография медного купороса

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Сера известна человечеству с древнейших времен. Встречаясь в природе в свободном состоянии, она обращала на себя внимание характерной желтой окраской, а также тем резким запахом, которым сопровождалось ее горение. Считалось также, что запах и голубое пламя, распространяющееся горящей серой, отгоняют демонов. Сернистый ангидрид – удушливый газ, образующийся при горении серы, еще в древности использовался для отбеливания тканей. При раскопках Помпеи нашли картину, на которой изображен противень с серой и приспособление для подвешивания над ним материи. Издавна употреблялась сера и ее соединения для приготовления косметических средств и для лечения кожных заболеваний. И очень давно ее начали использовать для военных целей. Так, в 670 году защитники Константинополя сожгли арабский флот с помощью “греческого огня”; это была смесь селитры, угля и серы. Те же вещества входили в состав черного пороха, применявшегося в Европе в средние века и до конца XIX в.

Серная кислота, одно из самых важных соединений серы, была открыта, по-видимому, к X в, начиная с XVIII века, ее производят в промышленных масштабах и вскоре она становится важнейшим химическим продуктом, необходимым и в металлургии, и в текстильной промышленности, и в других, самых различных отраслях. В связи с этим начались еще более интенсивные поиски месторождений серы, изучение химических свойств серы и ее соединений и совершенствование методов их извлечения из природного сырья.

Русское название элемента происходит от древне – индийского (санскритского) слова “сира” – светло-желтый. Приставка “тио”, часто применяемая к соединениям серы, происходит от греческого названия серы – “тейон” (божественный, небесный). Ведь сера издавна была символом горючести; огонь же считался достоянием богов, пока Прометей, как гласит миф, не принес его людям.

Сера в природе.

Сера относится к весьма распространенным элементам: земная кора содержит 4,7·10 -2 % серы по массе (15-е место среди других элементов), а Земля в целом – много больше (0,7 %). Главная масса серы находится в глубинах земли, в ее мантии-слое, расположенном между земной корой и ядром Земли. Здесь, на глубине примерно 1200-3000 км залегает мощный слой сульфидов и окислов металлов. В земной коре сера встречается как в свободном состоянии (самородная), так и, главным образом, в виде соединений сульфидов и сульфатов. Из сульфидов в земной коре наиболее распространены пирит FeS₂ , халькопирит FeCuS₂ , свинцовый блеск (галенит) PbS, цинковая обманка (сфалерит) ZnS. Большие количества серы встречаются в земной коре в виде труднорастворимых сульфатов – гипса CaSO₄ ·2H₂ O, барита BaSO₄ , в морской воде распространены сульфаты магния, натрия и калия.

Интересно, что в древние времена геологической истории Земли (около 800 млн. лет назад) сульфатов в природе не было. Они образовались как продукты окисления сульфидов, когда в результате жизнедеятельности растений возникла кислородная атмосфера. В вулканических газах обнаруживают сероводород H₂ S и сернистый ангидрид SO₂ . поэтому самородная сера, встречающаяся в районах, близких к действующим вулканам (Сицилия, Япония) могла образоваться при взаимодействии этих двух газов:

Другие залежи самородной серы связаны с жизнедеятельностью микроорганизмов.

Микроорганизмы участвуют во многих химических процессах, которые в целом составляют круговорот серы в природе. При их содействии сульфиды окисляются до сульфатов, сульфаты поглощаются живыми организмами, где сера восстанавливается и входит в состав белков и других жизненно важных веществ. При гниении отмерших остатков организмов белки разрушаются, и выделяется сероводород, который далее окисляется либо до элементарной серы (так и образуются залежи серы), либо до сульфатов. Интересно, что бактерии и водоросли, окисляющие сероводород до серы собирают ее в своих клетках. Клетки таких микроорганизмов могут на 95% состоять из чистой серы.

Установить происхождение серы можно по наличию в ней ее аналога – селена: если в самородной сере встречается селен, то сера вулканического происхождения, если нет – биогенного, так как микроорганизмы избегают включать селен в свой жизненный цикл, также биогенная сера содержит больше изотопа 32 S, чем более тяжелого 34 S.

Элементарную природу серы установил А. Л. Лавуазье и включил её в список простых неметаллических тел (1789). В 1822 Э. Мичерлих обнаружил аллотропию серы.

Цель моей работы состоит в том, чтобы показать влияние серы и ее соединений на экологию в целом, на здоровье людей, состояние флоры и фауны в условиях постоянных или кратковременных выбросов их в окружающую среду. Данную тему я считаю очень актуальной, так как, в столь не благополучном в экологическом плане районе как наш город не редки выбросы сернистого газа, сероводорода, метилмеркаптана, пыли и др.

1. Общая характеристика химической активности серы.

Сера (лат. Sulfur) S, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 16, атомная масса 32,06. Природная сера состоит из четырёх стабильных изотопов: 32 S (95,02%), 33 S (0,75%), 34 S (4,21%), 36 S (0,02%). Получены также искусственные радиоактивные изотопы 31 S (T_1/2 = 2,4 сек ), 35 S (T_1/2 = 87,1 cym ), 37 S (T_1/2 = 5,04 мин ).

1.1 Физические и химические свойства.

В виде простого вещества сера имеет большое число аллотропных модификаций, содержащих циклические и линейные молекулы состава Sx, где x=3-20, а по некоторым данным x=3-33.

В обычных условиях сера существует в виде циклооктасеры S₈ , кристаллы которой содержат молекулы, имеющие вид короны. Наиболее изучены три модификации серы, из которых более других устойчива α-модификация или ромбическая сера, известная своей ярко желтой окраской (ρ = 2,07 г/см 3 , Т_пл = 112,8 °C Т_кип = 444,6 °C). Природная сера практически полностью состоит из α-модификации. Эта модификация практически нерастворима в воде, но хорошо растворима в сероуглероде CS₂ 50,4 г/_100г , бензоле C₆ H₆ 2,1 г/_100г , толуоле 2,06 г/_100г и ацетоне 2,5 г/_100г (при 25°C), причем растворимость с повышением температуры увеличивается. Из растворов сера вновь кристаллизуется вновь в α-модификацию. При температуре 95,6°C ромбическая сера энаниотропно переходит в моноклинную β-модификацию, устойчивую между 95,6 °C и температурой плавления Т_пл = 119,3 °C. Она имеет медово – желтую окраску ρ = 1,96 г/см 3 . Обе эти формы образованы восьмичленными циклическими молекулами S₈ с энергией связи S - S 225,7 кДж/моль .

При плавлении сера превращается в подвижную жёлтую жидкость, которая выше 160 °C буреет, а около 190 °C становится вязкой тёмно-коричневой массой. Выше 190°C вязкость уменьшается, а при 300 °C сера вновь становится жидкотекучей. Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °C кольца S₈ начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °C уменьшает среднюю длину таких цепей.

Если расплавленную серу, нагретую до 250-300 °C, влить тонкой струей в холодную воду, то получается коричнево-жёлтая упругая масса (пластическая сера). Она лишь частично растворяется в сероуглероде, в осадке остаётся рыхлый порошок. Растворимая в CS₂ модификация называется γ-S, а нерастворимая μ-S. При комнатной температуре обе эти модификации превращаются в устойчивую хрупкую α-S. В парах при температуре кипения, кроме молекул S₈ , существуют также S₆ , S₄ и S₂ . При дальнейшем нагревании крупные молекулы распадаются, и при 900°C остаются лишь S₂ , которые приблизительно при 1500°C заметно диссоциируют на атомы. При замораживании жидким азотом сильно нагретых паров серы получается устойчивая ниже - 80°C пурпурная модификация, образованная молекулами S₂ .

Сера - плохой проводник тепла и электричества.

Конфигурация внешних электронов атома S 3s 2 3p 4 . В соединениях сера проявляет степени окисления -2, +4, +6.

Сера химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N₂ , I₂ , Au, Pt и инертных газов. Она горит на воздухе голубоватым пламенем:

Уже на холоду сера энергично соединяется с F₂ с образованием гексафторида серы SF₆ , при нагревании реагирует с Cl_2, с бромом сера образует только S₂ Br₂ , иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150 - 200 °C) наступает обратимая реакция с H₂ с получением сульфида водорода. Сера образует также сульфаны общей формулы H₂ S_x , где х=1-23. Все сульфаны представляют собой жидкости (за исключением H₂ S₁ ) желтого цвета с удушливым запахом. Анион сульфанов S_х 2- - это изогнутая цепь связанных σ-связями атомов серы. При длительном хранении сульфаны превращаются в гомологи, более богатые серой, а при нагревании разлагаются с выделением сероводорода и сульфанов с меньшим числом атомов серы.

Парообразная сера реагирует с углеродом при температуре 800-900 °C, превращаясь в сероуглерод, а при сплавлении с фосфором образует нестехиометрические сульфиды состава P_n S_x , где х=3-7.

При нагревании сера, взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). Соединения серы с азотом (N₄ S₄ и N₂ S₅ ) могут быть получены только косвенным путём.

С концентрированными растворами серной и азотной кислот сера реагирует только при нагревании:

1.2 Кислородные соединения серы .

Все кислородные соединения серы являются экзотермическими.

a) Оксиды: известны как высшие, так и низшие оксиды серы. К последним относятся

такие неустойчивые оксиды, как S₂ O₃ и S₂ O. Например, S₂ O образуется в зоне электрического разряда, проходящего в атмосфере SO₂ , и тут же разлагается:

аналогично диспропорционирует и S₂ O₃

Из высших оксидов серы наиболее изучены SO₂ -оксид серы IV (сернистый ангидрид) и SO₃ -оксид серы VI (ангидрид серной кислоты).

Современная химия является одной из естественных наук и определяет собой систему отдельных дисциплин: общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии, физической и коллоидной химии, геохимии, космохимии и т. п.

Содержание

Введение
1. Определение оксидов
2. Классификация оксидов
3. Физические и химические свойства
4. Способы получения
Заключение
Список использованных источников

Введение

Химия – наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Неорганическая химия – это химия элементов Периодической системы и образованных ими простых и сложных веществ.

Неорганическая химия неотделима от общей химии. Исторически при изучении химического взаимодействия элементов друг с другом были сформулированы основные законы химии, общие закономерности протекания химических реакций: теория химической связи, учение о растворах и многое другое, что составляет предмет общей химии. Таким образом, общая химия изучает теоретическое представление и концепции, составляющие фундамент всей системы химических знаний.

Таким образом, главным объектом химии являются вещества и их превращения.

Нужна помощь в написании реферата?

Мы - биржа профессиональных авторов (преподавателей и доцентов вузов). Наша система гарантирует сдачу работы к сроку без плагиата. Правки вносим бесплатно.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые, в свою очередь, подразделяются на металлы и неметаллы.

В твердом состоянии большинство веществ имеют кристаллическое строение. Связь в кристаллической решетке металлов – металлическая. Это обуславливает их особые физические свойства: электропроводность, теплопроводность, пластичность. Атомы неметаллов связаны между собой с помощью неполярной ковалентной связи. Они могут иметь атомную (алмаз, графит, кремний) или молекулярную (белый фарфор, галогены, кристаллическая сера S8) кристаллическую решетки. Поэтому физические свойства неметаллов весьма различны.

Сложные вещества делятся на 4 класса: оксиды, основания, кислоты, соли.

1. Определение оксидов

Окси́д (о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, соединения, содержащие атомы кислорода, связанные химической связью друг с другом ( пероксиды, надпероксиды, озониды) например: пероксид натрия Na2O2 , надпероксид калия KO2 , озонид калия KO3 и соединения фтора с кислородом (OF2 , O2F2), которые следует называть не оксидами фтора, а фторидами кислорода, т. к. степень окисления кислорода в них положительная.

Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом.

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, моноокисью или закисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3.

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.

2. Классификация оксидов

Несолеобразующие оксиды — оксиды, не проявляющие ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств и не образующие соли. Раньше такие оксиды называли индифферентными или безразличными, но это неверно, так как по своей химической природе данные оксиды достаточно реакционноспособны. По сравнению с другими видами, количество несолеобразующих оксидов невелико, их как правило образуют одно — и двухвалентные неметаллы. Типичными представителями таких оксидов являются гемиоксид азота (закись азота) N2O, монооксид азота NO, монооксид углерода СО, монооксид кремния SiO.

Нужна помощь в написании реферата?

Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или основаниями. В зависимости от характера соответствующих гидратов оксидов все солеобразующие оксиды делятся па три типа: основные, кислотные, амфотерные.

Осно́вные оксиды – солеобразующие оксиды, проявляющие осно́вные свойства. К ним относятся:

оксиды металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы)
оксиды металлов главной подгруппы второй группы (щелочноземельные металлы)
оксиды переходных металлов в низших степенях окисления

Кислотные оксиды (ангидриды) – оксиды, растворяющиеся только в щелочах, с образованием соли и воды. Образуются типичными неметаллами и некоторыми переходными элементами. Элементы в кислотных оксидах обычно проявляют валентность от IV до VII. Также они могут взаимодействовать с некоторыми основными оксидами, например: оксид кальция CaO, оксид натрия Na2О и оксид цинка ZnO.

Амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют валентность II,III,IV.

Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на этоме кислорода) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфотерным и далее к кислотным.

1) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.

2) В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление новых свойств оксидов:

3) При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксида и ослабевают основные.

Нужна помощь в написании реферата?

3. Физические и химические свойства

Физические и химические свойства оксидов очень отличаются. При комнатной температуре большинство оксидов являются твердыми веществами, например, меди (II) оксид CuO черного цвета, кальций оксид CaO белого цвета, хром (III) оксид Cr₂O₃ темно-зеленого цвета. Некоторые оксиды являются жидкостями, например, водород оксид (вода) H₂O и Cl₂O₇ являются бесцветными жидкостями, а некоторые — газообразными веществами, например карбон (IV) оксид CO₂ является газом без цвета, а азот (IV) оксид NO₂являются бурым газом. Некоторые оксиды являются веществами с молекулярным строением, другие имеют ионную строение.

Основные и кислотные оксиды проявляют разные свойства. Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. С водой непосредственно реагируют оксиды щелочных металлов (оксиды лития, натрия, калия, рубидия и цезия) и окислы щелочноземельных металлов (оксиды кальция, стронция и бария).

Рассмотрим примеры уравнений типовых химических реакций, которые подтверждают указанные свойства основных оксидов.

1. Взаимодействие основного оксида с кислотным оксидом с образованием соли:
CaO+SiO₂ -> CaSiO₃

2. Взаимодействие основного оксида с амфотерными оксидом с образованием соли:

3. Взаимодействие основного оксида с водой с образованием основания:

Нужна помощь в написании реферата?

4. Взаимодействие основного оксида с кислотой с образованием соли и воды:

Кислотные оксиды могут вступать в реакции с основными и амфотерными оксидами, с растворимыми в воде основаниями (щелочами). Многие кислотных оксидов взаимодействуют с водой (исключением является кремний (IV) оксид SiO₂. Рассмотрим примеры уравнений типовых химических реакций, которые подтверждают указанные свойства кислотных оксидов.

1. Взаимодействие кислотного оксида с основным оксидом с образованием соли:

2. Взаимодействие кислотного оксида с амфотерными оксидом с образованием соли:

3. Взаимодействие кислотного оксида с водой с образованием кислоты:

Нужна помощь в написании реферата?

4. Взаимодействие кислотного оксида со щелочью с образованием соли и воды:

Амфотерными оксидам присущи свойства как основных, так и кислотных оксидов. То есть они могут реагировать как с кислотными, так и с основными оксидами с образованием солей. Кроме того, амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами с образованием солей и воды.

4. Способы получения

1. Окисление простых веществ кислородом (сжигание простых веществ):

Нужна помощь в написании реферата?

Метод не применим для получения оксидов щелочных металлов, т.к. при окислении щелочные металлы обычно дают не оксиды, а пероксиды(Na2O2, K2O2).

Не окисляются кислородом воздуха благородные металлы, напрмер, Аu, Аg, Рt.

2. Окисление сложных веществ (солей некоторых кислот и водородных соединений неметаллов):

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

2Н2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2О

3. Разложение при нагревании гидроксидов (оснований и кислородсодержащих кислот):

Нужна помощь в написании реферата?

Нельзя пользоваться этим методом для получения оксидов щелочных металлов, так как разложение щелочей происходит при слишком высоких температурах.

4. Разложение некоторых солей кислородсодержащих кислот:

2Рb(NO3)2 2РbО + 4NO2 + O2

Следует иметь в виду, что соли щелочных металлов не разлагаются при нагревании с образованием оксидов.

Заключение

Одной из важнейших таких систем естествознания, на мой взгляд, является химическая наука. Современная химия развивается стремительными темпами, плодотворно сотрудничая с физикой, математикой, биологией и другими науками. Истоки химических знаний лежат в глубокой древности.

Нужна помощь в написании реферата?

В их основе — потребность человека получить необходимые вещества, объяснить взаимодействие веществ для своей жизнедеятельности. Химия очень тесно связана с производством материальных ценностей и является больше практической наукой. Современные достижения химии в ее практической деятельности вносят большой вклад в общее миропонимание, в развитие естественнонаучных знаний, существенно отражаются на состоянии взаимодействия общества с природой. Добавляемые химией и химической производственной практикой знания о природе, о вещах и превращениях веществ, являются основой для формирования мировоззрения человека, развития общих представлений о мире, о природе человека, его деятельности. Еще с древних времен и вплоть до наших дней в развитии научной, в том числе и химической мысли, почти по всем направлениям можно констатировать позитивный и безостановочный прогресс. Научные знания продолжают постоянно углубляться и совершенствоваться.

Для формирования у современного человека естественнонаучного способа мышления, целостного мировоззрения необходимы и знания основных положений химии, как одной из важнейших наук, ее исторического развития и современного понимания роли химии для жизни и деятельности человека. Роль вещества и знаний о веществе, природа химических знаний, пути и средства их формирования в историческом развитии — вот то, с чего в можно начать изучение влияния химии на формирование и развитие современного естествознания.

Список использованных источников

1. Кипер Р.А. Свойства веществ: Справочник. — Хабаровск, 2009. — 387 с.
2. Коренев Ю.М., Овчаренко ., В.П., Егоров Е.Н. Общая и неорганическая химия часть 3, М.: Московский университет 2000. — 36с.
3. Третьяков Ю.Д., Неорганическая химия, том 1, М.: Академия, 2004. -240с.
4. Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия / Н. С. Ахметов. – 5-еизд.,перераб. идоп. – М.: Высш. шк., 2003. – 744 с.
5. Карапетьянц, М. Х. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов / М. Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. – 4-еизд., стереотип. – М.: Химия, 2000. – 592 с.

Читайте также:

Реферат на тему оксиды серы

Оксид серы (IV) — SO2 (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Оксид серы (VI) – SO3 (серный ангидрид)

Серная кислота H2SO4

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Оксид серы (IV) — SO₂ (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Оксид серы (VI) – SO₃ (серный ангидрид)

Серная кислота H₂SO₄