К V и А группы периодической системы относятся: кислород 8О, Сера 16S, Селен 34Se, теллур 52Те и радиоактивный Полоний 84Ро. Общее название этих элементов “халькогенам” (в переводе с греческого – те, что рожают медные руды) обусловлена тем, что в природе элементы этой подгруппы (кроме кислорода) встречаются чаще всего в виде соединений меди: сульфидов, селенидов и тому подобное.
С уменьшением энергии ионизации в ряду О – S – Se – Те – Ро свойства халькогенов меняются от неметаллических до металлических: кислород и серу – типичные неметаллы, Селен и теллур – металлоиды, Полоний – металл.
В основном состоянии атомы халькогенов имеют электронную конфигурацию внешнего слоя ns2nр4, с четным числом валентных электронов, из которых два неспаренных. И это уже в простых соединениях приводит к альтернативной возможности образования или кратной связи между двумя атомами в молекуле Е2, или одинарной связи в цепных структурах. Вследствие высокой электронной плотности, сильного мижелектронного отталкивания сродство к электрону кислорода и прочность одинарной связи Е-Е оказываются меньше, чем для серы, селена и Теллура. Кислород способен образовывать прочные рπ-рπ связи с другими атомами, например, с кислорода (О2, О3), углерода, азота, фосфора. Для серы и его аналогов энергетически выгодными являются одинарные связи. Для них характерно явление катенации (способность атомов элементов соединяться в кольца или цепи).
Кислород, как и другие элементы второго периода, отличается по свойствам от элементов своей подгруппы. Свойства серы более подобны свойствам Селена и Теллура, чем кислорода и Полония.
Кислород, который не имеет вакантной d-орбитали, в большинстве соединений двухвалентный, тогда как другие халькогенам способны образовывать до шести валентных связей. При переходе от кислорода к Полония размер атомов и их возможные координационные числа увеличиваются, а значение энергии ионизации и электроотрицательность – уменьшаются. Электроотрицательность кислорода уступает только фтора. Соединения, в которых кислород проявляет степень окисления +2 – сильные окислители и очень неустойчивы. Все остальные халькогенам проявляют высокую степень окисления (6). Устойчивость Е + 6 снижается от серы до Полония, для которого стабильными являются соединения со степенью окисления +4, +2 (что объясняется увеличением прочности связи 6s2-электронов с ядром).
3.2 Нахождение в природе
Кислород – самый распространенный элемент земной коры (его содержание составляет 49% от ее общей массы). Кислород входит в состав воды, кремнезема, известняков, мрамора, базальта, бокситов, гематита и многих других минералов и горных пород. В земной атмосфере содержится около 21% (по объему) кислорода в виде простого вещества – кислорода О2. Кислород атмосферы имеет биологическое происхождение и образуется в зеленых растениях в ходе фотосинтеза.
Другие халькогенам распространенные значительно меньше. Их содержание (мас.%) Уменьшается с увеличением порядкового номера: S – 0,0048; Se – 8 · 10-5; То – 1 · 10-6; Ро – 2 · 10-14. Серы, Селен и теллур сконцентрированы в рудных месторождениях, где они преимущественно соединены с металлами. Значительная часть серы находится в самородном состоянии (вулканическая сера), или в виде сульфидов и сульфатов. Важнейшими минералами серы являются: FeS2 (пирит или железный колчедан) ZnS (цинковая обманка) HgS (киноварь) PbS (свинцовый блеск); CuFeS2 (халькопирит), СаSO4 · 2 H2O (гипс), Nа2SO4 · 10H2O (мирабилит) и др. Многие серы содержится в нефти и нефтяных газах, создает техногенные (коррозия трубопроводов) и экологические проблемы. Серы входит в состав белков. Селен и теллур малораспространенные в природе элементы, встречаются в виде примесей к аналогичным природных соединений серы. Полоний, как продукт распада урана, содержится в урановой руде (период полураспада для 210Ро составляет 138,4 суток).
3.3 Физические свойства и аллотропия
Элемент кислород существует в свободном виде двух аллотропных модификаций – кислорода O2 и менее устойчивого озона O3. Кислород – бесцветный газ, без запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха. Температуры плавления и кипения составляют соответственно -183 ° С и -219 ° С. Растворимость в воде при 0 ° С – 4,89 объемов на 100 объемов воды. Озон образуется в верхних слоях атмосферы под действием ультрафиолетового излучения и при грозовых разрядах. Озон – газ без цвета, Тпл. = -193 ° С, Ткип. = -112 ° С, растворим в воде (при 0 ° С – 1,82 объемов на 100 объемов воды. В отличие от кислорода озон имеет характерный резкий запах.
Для серы известны несколько аллотропных модификаций. Наиболее стабильные ромбическая (α-сера) и моноклинного (β-сера), которые состоят из циклических молекул S8, расположенных в узлах ромбической и моноклинного кристаллических решеток. Устойчива при комнатной температуре ромбическая сера – твердое легкоплавка кристаллическое вещество, светло-желтого цвета, практически нерастворимая в воде, растворяется в органических растворителях. При нагревании примерно до 96оС она превращается в моноклинного (длинные светло-желтые кристаллы). Если расплавленную серу влить в холодную воду, образуется темно-коричневая пластическая сера (молекулы с открытыми цепями, замкнутые молекулы S4, S6).
Полиморфизм селена и теллура связан со способом упаковки молекулярных цепей и циклов в кристаллах. Красные моноклинного модификации селена (α, β, γ), образующихся при кристаллизации растворов селена в сероуглероде, состоят из циклических молекул Sе8. Аморфный красный селен осаждается из его водных растворов под действием восстановителей. Наиболее термодинамически устойчивая серая гексагональная модификация селена, имеет металлический блеск (Тпл. = 200 ° С). Она образуется при нагревании всех других модификаций и состоит из неразветвленных спиральных полимерных цепей Sеn.
Для теллура известна только одна гексагональная модификация (Тпл. = 452 ° С), аналогичная селена. Между цепями действуют слабые межмолекулярные связи, поэтому селен и теллур плавятся при относительно низких температур. Благодаря подобной строении, селен и теллур образуют непрерывный ряд твердых растворов со случайным чередованием атомов Sе и то у спиральных цепях.
Металлический полоний существует в виде двух кристаллических модификаций: низкотемпературной кубической и высокотемпературной гексагональной. Для обеих модификаций наблюдается типичное для металлов увеличение электрического сопротивления при нагревании.
В ряду О – S – Se – Те – Ро с увеличением радиуса атомов растет межмолекулярное взаимодействие, что приводит к увеличению температуры плавления и кипения. Кислород и сера – типичные диэлектрики, селен и теллур – полупроводники, а полоний – проводник.
3.4 Методы извлечения простых веществ
В промышленности кислород добывают электролизом воды, а также многоступенчатой дистилляции сжиженного воздуха (поскольку температура кипения кислорода (-183оС) выше, чем температура кипения азота (-195,8 ° С).
Кислород очень высокой степени чистоты получают за реакциями: 2BaO + O2 2BaO2; 2BaO22BaO + О2
В лабораторных условиях кислород получают: 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 2KClO3 2KCl + 3O2 2NaNO3 2NaNO2 + O2 2 Н2О2 2 H2O + О2 2 НgО 2 Нg + О2 .
Серу в промышленности легче добывать из подземных месторождений шахтным способом или выплавки ее из породы под действием горячего водяного пара.
Из природных газов, содержащих сероводород, серу добывают путем окисления его до сернистого газа SO2 и последующего взаимодействия SO2 с Н2S в присутствии катализаторов железа и алюминия оксидов:
SO2 + Н2S → 3S + H2O.
Важнее источником добывания серы также пирит:
FeS2 → FеS + S.
Основным источником селена и теллура есть остатки (шламы) после электролитической очистки меди, отходы сернокислого и целлюлозно-бумажного производства, руды, в которых эти элементы находятся в виде халькогенидов.
В промышленности шлам, содержащий селен и теллур, подвергают окислительному обжигу с содой при 650 ° С:
Аg2Sе + Nа2СО3 + О2 → 2Аg + Nа2SеО3 + СО2;
Сu2Те + Nа2СО3 + 2О2 → 2СuО + Nа2ТеО3 + СО2.
Разделение селена и теллура достигается обработкой раствором серной кислоты, при этом теллур осаждается в виде гидратированного оксида (который растворяют в лугах и электролитически восстанавливают до теллура), а селенистая кислота Н2SеО3 остается в растворе, из которого под действием SO2 осаждают красный селен.
Металлический полоний получают термическим разложением полония сульфида или полония диоксида в вакууме с последующей возгонки металла, а также восстановлением РоО2 водородом (или восстановлением РоВr2 сухим аммиаком при 2000С).
3.5 Химические свойства кислорода и его соединений
Большинство металлов и неметаллов соединяются с кислородом с образованием оксидов:
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3;
4P + 5O2 → P4O10;
S + O2 → SO2.
Кислород непосредственно не реагирует только с инертными газами, галогенами (кроме фтора), серебром, золотом и платиновыми металлами (за исключением осмия). Реакционная способность кислорода сильно зависит от температуры, наличия воды. В некоторых случаях скорость взаимодействия настолько велика, что происходит взрыв (например, Н2, СН4, СО). Взрывоопасными являются смеси воздуха с угольной пылью, мукой и другими мелкодисперсными веществами.
Озон – сильный окислитель, благодаря атомарном кислорода, образующегося при его разложении: О3 → О2 + О ∙.
В атмосфере озона самовозгораются много органических веществ, он легко окисляет медь, серебро, меркурий; под действием озона сульфиды превращаются в сульфаты. В лаборатории его получают пропусканием тихих электрических разрядов через кислород. Характерная реакция на озон – посинение йодокрохмального бумажки:
O3 + 2KI + → I2 + O2 + 2KOH.
В соединениях кислород проявляет степени окисления +2, +1, -1, -2.
Характерная степень окисления: 2. Важными соединениями оксиґену со степенью окисления -2 являются оксиды. Известны оксиды всех элементов кроме трех инертных газов – не, Nе, Аr.
В периодах происходит постепенный переход от основных оксидов к кислотным. Так для элементов третьего периода: Na2O, MgO Al2O3 SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 Основные оксиды Амфотерный оксид Кислотные оксиды Основные оксиды с водой образуют основы: MgO + H2O → Mg (OH) 2; кислотные – кислоты: SO3 + H2O → H2SO4. Основные и кислотные оксиды реагируют между собой с образованием солей: MgO + SO3 → MgSO4.
При взаимодействии щелочных металлов с кислородом образуются пероксиды, в которых кислород имеет степень окисления 1: 2Na + O2 → Na2O2. Среди пероксидов наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода Н2О2. С водой Н2О2 смешивается в любых соотношениях. На практике применяют 3% и 30% раствор Н2О2 (30% перекись водорода называется пергидролем). 80% перекись водорода получают электролизом раствора Н2SO4 с концентрацией не менее 50% или действием разбавленной серной кислоты на пероксид бария при 00С. Н2О2 в водных растворах существует в виде дигидрата, это слабая кислота, соединение неустойчиво, разлагается при нагревании и на свету с выделением кислорода: 2 Н2О2 → 2 Н2О + О2. Пероксид водорода характеризуется окислительно-восстановительными свойствами, но окислительные свойства преобладают.
Например, KNO2 + H2O2-1 → KNO3 + H2O-2 окислитель Ag2O + H2O2-1 → 2Ag + O20 + H2O восстановитель Свойство пероксидов взаимодействовать с углекислым газом используется в противогазах и подводных лодках:
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
Кроме того, при взаимодействии с щелочными металлами, а именно: калием, рубидием, цезием, образуются надпероксида (например К2O4), где кислород имеет степень окисления -1/2. При взаимодействии щелочных металлов с озоном образуются озониды (например КО3), где кислород имеет степень окисления -1/3. .
Положительные степени окисления +1 и +2 кислород проявляет только при взаимодействии с фтором и фторидами (F2O2, OF2).
3.6 Химические свойства серы, селена, теллура и полония
В ряду от S до Ро усиливаются металлические свойства, увеличивается восстановительная активность.
Взаимодействие с простыми веществами:
При комнатной температуре сера реагирует только с ртутью, но ее химическая активность значительно увеличивается при нагревании (облегчается разрыв S-S связей). В этих условиях она непосредственно реагирует со многими простыми веществами. Сера достаточно сильный окислитель, но может проявлять и восстановительные свойства (по отношению к элементам с большим электроотрицательностью – кислород, галогены).
Разлитую ртуть можно собрать мелко растертой серой: Hg + S → HgS.
При нагревании селен, теллур и полоний легко сочетаются с кислородом, водородом, галоґенамы, а также с металлами, аналогично сере: Se + H2 → H2Se Se + Na → Na2Se
Te + O2 → TeO2 Te 2 Cl2 → TeCl4
В атмосфере фтора S, Sе, То сгорают с образованием гексафторида ЕF6. В результате взаимодействия серы с хлором, значительно ускоряется при нагревании, образуются S2Сl2, SСl2. Для брома известен только S2Вr2, серы йодиды неустойчивы. Селен и теллур в этих условиях образуют ЕСl4.
Взаимодействие с водой:
Сера и селен с водой не взаимодействуют, теллур реагирует с водой при температуре 100-1600С: Te + 2H2O → TeO2 + 2H2
Взаимодействие со щелочами:
Сера, селен, теллур взаимодействуют при кипячении со щелочами (реакция диспропорционирования):
3Е + 6 KOH → 2К2Е + К2ЕО3 + 3H2O.
В расплавах щелочей они окисляются до высших степеней окисления:
2Sе + 4 KOH + 3 О2 → 2 К2SеО4 + 2H2O.
Взаимодействие с кислотами:
Сера и селен не реагируют с водными растворами кислот, хотя растворяются в концентрированных серной и азотной кислотах:
3 S + 4 HNО3 (конц.) → 3 SО2 + 4 NО + 2H2O;
Sе + 4 HNО3 (конц.) → 2 Н2SеО3 + 4NО2 + 2H2O.
Теллур также инертен к кислотам-неокисникив. Разбавленная азотная кислота окисляет его до телуристои кислоты Н2ТеО3, концентрированная – до оксогидроксонитрату, а хлорноватистая – до ортотелуровои кислоты Н6ТеО6.
Полоний легко растворяется в кислотах с образованием двухвалентных солей (имеют розовый цвет), которые быстро окисляются до четырехвалентного соединений полония (имеют желтую окраску).
Характерные степени окисления в соединениях: 2, +2, +4, +6.
Степень окисления -2 характерен для водородных соединений халькоґенив, а также их бескислородных солей.
Известны гидриды всех халькогенов, за исключением полоний гидрида, полученный только в остаточных количествах и практически не охарактеризован.
В ряду H2S-H2Sе-H2Те вследствие увеличения размера атомов халькогенов, длина связи Н-Е растет, энергия связи, энергия образования и термодинамическая стабильность молекул H2Е уменьшается, увеличивается межмолекулярное взаимодействие, и соответственно увеличиваются температуры плавления и кипения.
Все гидриды H2Е – ядовитые газы с неприятным запахом.
На практике H2S получают действием разбавленных кислот на сульфиды металлов. К примеру:
FeS + HCl → FeCl2 + H2S .
H2S – очень сильный восстановитель.
Серебряные и медные вещи в воздухе или в воде, где содержится сероводород, тускнеют из-за образования соответствующих сульфидов: 4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S + 2H2O
Селенид и телурид (H2Se, H2Те) водорода можно получить действием воды или кислот на селениды и телуриды некоторых металлов:
Al2Te3 + 6H2O → 2Al (OH) 3 + 3H2Te.
В водных растворах они быстро окисляются кислородом воздуха:
2H2E + O2 → 2H2O + 2E (где Е – Sе или То).
Халькогеноводни сгорают на воздухе с образованием диоксидов, а при недостатке окислителя возможно образование и простых веществ.
2H2E + O2 → 2H2O + 2 ЭО2.
При растворении в воде H2Е образуют соответствующие слабые двухосновные кислоты. Способность к диссоциации, сила кислот и восстановительные свойства увеличиваются в ряду H2S, H2Sе, Н2Те.
Сероводородная кислота и ее соли ведут себя как восстановители, окисляясь, к свободной серы, сернистого газа, Политионаты, серной кислоты. I2 + H2S → 2HI + S; Н2S + 4 Cl2 + 4 H2O → H2SО4 +8 НСl.
Для серы характерно образование полисульфанив H2Sn (n = 2-8), они являются неустойчивыми и легко окисляются и диспропорционирует на H2S и S.
Среди сульфидов растворимыми есть только соли щелочных, щелочно-земельных металлов и аммония. Сульфиды MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS – плохо растворимые в воде, растворимые в сильных кислотах-неокисниках; CdS, CuS, PbS, Sb2S3, As2S3, SnS, SnS2 (сусальное золото) – нерастворимые совсем. Многие сульфидов имеют окраску. Получают сульфиды при непосредственном взаимодействии простых веществ, воздействия на металлы сероводорода или восстановлением оксикислот. Нерастворимые сульфиды можно получить по реакции обмена: СdSO4 + H2S → CdS ↓ + H2SO4. Сульфиды, особенно растворимые, являются сильными восстановителями.
Кроме того, сера, селен и теллур способны образовывать полисульфиды, полиселениды и полителуриды.
3.7 оксигенвмисних соединения халькогенов
Степень окисления +4
Серы (IV) оксид SO2 – сернистый газ, без цвета, с очень душным запахом. SеО2, ТеО2, РоО2 – твердые вещества. При этом, SO2, SеО2 – кислотные оксиды, ТеО2 – амфотерный оксид, РоО2 – основной оксид.
SO2, ТеО2, SеО2 проявляют окислительно-восстановительные свойства:
2SO2 + О2 → 2 SO3 (SO2 – восстановитель)
2Н2S + SO2 → 2H2O + S (SO2 – окислитель).
Наибольшее промышленное значение имеет SO2, который добывают по реакции: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
SO2 можно получить при сжигании серы S + O2 → SO2.
В лаборатории – при действии концентрированной H2SO4 на медные опилки:

SO2 – типичный кислотный оксид: взаимодействует с основными оксидами и гидроксидами с образованием сульфитов: Na2O + SO2. → Na2SO3.
При растворении SO2 в воде образуется сульфитная (или сернистая) кислота
SO2 + Н2О → Н2SO3.
Это двухосновная кислота средней силы, которая существует только в разбавленных растворах, на воздухе окисляется до Н2SO4. 2Н2SO3 + О2 → 2Н2SO4. Сернистая кислота проявляет окислительно-восстановительные свойства (но более характерными для нее восстановительные свойства): восстановительные свойства: Н2SO3 + Cl2 + H2O → Н2SO4 + 2HCl; окислительные свойства: Н2SO3 + 2 Н2S → 3S + 3Н2O.
Н2SO3 образует средние соли – сульфиты и кислые – гидросульфиты. Сульфиты активных металлов при нагревании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов: 4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4.
Сульфиты способны восстанавливать свободную серу:
Na2SO3 + S → Na2S2O3. натрий тиосульфат
В ряду Н2SO3 → Н2SеO3 → Н2ТеO3 сила кислот уменьшается, также уменьшаются восстановительные свойства. Окислительные свойства больше всех выражены в Н2SеO3.
Степень окисления +6
Среди триоксида наибольшее значение имеет серы (VI) оксид SO3 – серный ангидрид – прозрачная жидкость, которую получают окислением SO2 при температуре 400 – 6000С в присутствии катализатора (V2O5):
2SO2 + O2 → 2SO3.
Также он образуется при термическом разложении сульфатов и пиросульфат:
Nа2S2O7 → SO3 + Nа2SO4.
SO3 – одна из наиболее реакционно способных соединений серы. Проявляет окислительные свойства, например:
SO3 + С → 2SO2 + СО2.
При растворении SO3 в воде образуется сильная сульфатная (серная) кислота.
Безводная серная кислота H2SO4 – один из важнейших продуктов химической промышленности. Это бесцветная маслянистая вещество с плотностью 1,84 г / см3. Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях, этот процесс сопровождается выделением большого количества теплоты, смесь даже может закипеть, разбрызгаться (поэтому необходимо добавлять кислоту в воду, а не наоборот). Концентрированная серная кислота используется как осушитель газов, водоотнимающих средство.
Добывают ее контактным и нитрозным способами. При производстве серной кислоты SO3 растворяют не у воде, а в концентрированном растворе серной кислоты, поскольку газообразный SO3 при растворении в воде реагирует с водяным паром над поверхностью воды, образуя значительную часть H2SO4 в виде тумана. Раствор SO3 в H2SO4 носит техническое название “олеум”. В промышленности добывают олеум, содержащий 20-65% SO3. Для получения концентрированной H2SO4 олеум смешивают с серной кислотой, содержит некоторое количество воды.
При контактном способе производства серной кислоты происходят следующие процессы:
I стадия: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2;
ИИ стадия: 2SO2 + O2 → 2SO3 (катализатор V2O5)
III стадии: SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (олеум)
IV стадия: H2S2O7 + H2O → 2H2SO4.
Нитрозные образом:
SO2 + NO2 → SO3 + NO;
SO3 + H2O → H2SO4 (≈75%)
2NO + O2 → 2NO2 (возвращают в реакцию).
Концентрированная серная кислота – довольно сильный окислитель.
Активные металлы (Mg, Zn) способны восстанавливать концентрированную H2SO4 к H2S, S или SO2.
4Zn + 5H2SO4 → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Cu, Ag, Hg восстанавливают H2SO4 до SO2:
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O.
При действии концентрированной кислоты на Fe, Mn, Те, V, Cr, Al и др происходит пассивация – образуются оксидные пленки металлов с высокой степенью окисления.
Концентрированная H2SO4 способна окиснюваты C, P, S:
2 H2SO4 + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O;
5 H2SO4 + 2P → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Бромоводород и иодоводород под действием концентрированной H2SO4 окисляются до свободных галоґенив:
8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O.
Разбавленная серная кислота не проявляет заметных окислительных свойств.
В отличие от концентрированной H2SO4, разбавленная реагирует только с металлами, находящимися в ряду напряжения до водорода:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 .
Соли серной кислоты – сульфаты, хорошо растворяются в воде. Имеют склонность к образованию гидратов. Плохо растворимыми является BaSO4, SrSO4, PbSO4. Сульфаты характеризуются высокой термической стойкостью, при сильном нагревании разлагаются с выделением оксида металла, SO2 и O2.
Гидроґенсульфаты при нагревании образуют пиросульфат или дисульфат, соли дисульфатнои кислоты:
2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O;
Na2S2O7 → Na2SO4 + SO3.
Селеновый ангидрид SеO3 – белая гигроскопична вещество, сходное по многим свойствам к SO3. SеO3 – очень сильный окислитель. При растворении в воде образует селеновую кислоту H2SеO4. Ее получают окислением селенистая кислоты концентрированным раствором перекиси водорода:
Н2SеO3 + H2O2 → H2SеO4 + H2O.
ТеO3 – белая неустойчивая твердая соединение, в отличие от SO3 и SеO3 практически не гидратируется, но быстро взаимодействует со щелочами с образованием телуратив. Восстановительные свойства ТеO3 выражены значительно меньше, чем в SеO3.
Теллуровых кислоту синтезируют окислением теллура диоксида или теллура, а также обменными реакциями. Ортотелурова кислота Н6ТеO6 – твердое кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимый в воде.
В ряду SO42- → SеO42- → Н5ТеO6- наблюдается немонотонное изменение термодинамической стабильности и окислительной способности: селеновая кислота и ее соли термодинамически менее стабильными. Окислительные свойства больше всех выражены в Н2SеO4: она выделяет хлор с концентрированной НCl, растворяет без нагрева медь и даже золото 2 Аu + 6 Н2SеO3 → Аu2 (SеO4) 3 + Н2SеO3 + 3 Н2О.
Серы образует большое количество оксигенвмисних кислот, где формальная степень окисления серы составляет +2, + 5 и тому подобное. Кроме рассмотренных выше кислот, необходимо отметить тиосульфатну кислоту Н2S2O3, дитионову и политионовые кислоты Н2S2O6 и Н2SnOn, пероксодисирчану Н2S2O8, пероксомоносирчану Н2SO5, галогенсульфонови кислоты НSO3Х. Все эти кислоты удобно рассматривать как результат формального замещения в Н2SO4 конечного атома кислорода или гидроксильной группы на изоэлектронного группы.
Например, тиосульфатна кислота неустойчива соединение, которое разлагается по реакции:
Н2S2O3 → S ↓ + SO2 + H2O
Ее соли – тиосульфаты – сильные восстановители:
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl.
На этой реакции основано использование тиосульфата в промышленности для уменьшения избытка хлора в процессе отбеливания тканей (“антихлор»). Тиосульфат натрия применяется в Йодометрический титровании:
I2 + 2Na2SO3 → 2NaI + Na2S4O6 натрий тетратионат.
Тиосульфат разлагается кислотами:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + S ↓ + SO2 + H2O

К элементам 6 -А группы относят: кислород (8 О), серу (16 S), селен (34 Se), теллур (52 Te) и полоний (84 Po). Название группы «Халькогены» дословно переводится, как «рождающие соли» от греч. «халькос» – медь и «генос» – род, происхождение. В природе халькогены действительно встречаются чаще всего в виде соединений меди (кроме кислорода) – это сульфиды, селениды меди. Сульфид меди (II) Селенид меди (I)

Ø При переходе от кислорода к полонию размер атома увеличивается, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: кислород и сера – типичные неметаллы, селен и теллур – металлоиды, обладающие неметаллическими свойствами, полоний – металл. Ø Энергия ионизации атомов в этом же ряду уменьшается Э 0 → Э+, что означает усиление восстановительных свойств (способности отдавать электрон). Ø Из-за высокой электронной плотности и сильного межэлектронного отталкивания энергия сродства к электрону для кислорода меньше, чем для всех остальных элементов 6 -А группы. Вследствие этого анион S 2 значительно устойчивее, чем аналогичные анионы селена и теллура, а анион О 2 - практически не существует в свободном виде. Ø Снижение электроотрицательности в ряду от кислорода к полонию означает уменьшение степени полярности ковалентных связей в ряду халькогенов.

Чем выше энергия связи, тем связь прочнее, а соединение устойчивее. Вследствие высокой электронной плотности и сил межэлектронного отталкивания, одинарная связь между атомами кислорода (О – О) наименее устойчива. Напротив, образование двойной связи для кислорода значительно выгоднее, т. к. энергия двойной связи значительно превышает энергию двух одинарных связей.

Формы существования соединений 6 -А группы Э Прост. в-во Н 2 Э ЭО 3 Н 2 ЭО 4 СО О О 2 Н 2 О - - -2, -1, 0, +1, +2 S S Н 2 S SО 3 Н 2 SО 4 -2, 0, +2, +4, +6 Se Se Н 2 Se Sе. О 3 Н 2 Sе. О 4 -2, 0, +2, +4, +6 Te Te Н 2 Te Te. О 3 Н 2 Te. О 4 -2, 0, +2, +4, +6 Po Po Н 2 Po Po. О 3 -2, 0, +2, +4, +6 -

Электронная конфигурация невозбужденного атома 1 s 22 p 4. В большинстве соединений проявляет степень окисления -2, но известны соединение со степенями окисления -1; 0; +1; +2; +4. Самый распространенный элемент в земной коре (58 %). Обнаружено 3 стабильных изотопа: 168 O (99, 759 %), 178 O (0, 037 %), 18 O (0, 204 %). 8 Известно более 1400 минералов, содержащих кислород.

Особенности строения атома кислорода 1) Отсутствует низкий по энергии d-подуровень; 2) Высокая электроотрицательность (место после фтора), неспособен отдавать более 2 -х электронов (все остальные элементы подгруппы проявляют высшую степень окисления +6) 3) Небольшой атомный радиус

Строение молекулы кислорода 1) 12 электронов внешнего энергетического уровня располагаются на 8 молекулярных орбиталях (МО); 2) Орбитали атомов кислорода близки по энергии, поэтому несвязывающих орбиталей не образуется; 3) 8 электронов располагаются на связывающих орбиталях и 4 электрона – на разрыхляющих, поэтому порядок связи (8 – 4)/2 = 2; 4) Наличие 2 -х неспаренных электронов на разрыхляющих π*-орбиталях придаёт молекуле кислорода парамагнитные свойства.

Физические свойства кислорода 1) Наиболее устойчива двухатомная молекула, т. к. энергия диссоциации О = О составляет 494 к. Дж/моль, тогда как связи О – О только 210 к. Дж/моль; 2) Молекулы кислорода слабо поляризованы, поэтому межмолекулярные связи между ними слабы. Тпл. = -218 °С Ткип. = -183 °С. 3) Плохо растворим в воде (5 объёмов в 100 объёмах воды при 0 °С). 4) Жидкий и твердый кислород притягиваются магнитом, т. к. молекулы его обладают парамагнитными свойствами. 5) Твёрдый кислород имеет синий цвет, а жидкий – голубой.

Известны 3 аллотропные модификации кислорода О 2, О 3 (озон) и О 4 – неустойчивый тетракислрод.

Аллотропные модификации кислорода Голубоватый газ с характерным резким запахом. Молекула озона полярна. Малорастворим в воде Тпл. = -193 °С Ткип. = -112 °С

Химические свойства кислорода 1) Сильный окислитель. 2) Непосредственно не взаимодействует только с инертными газами, галогенами, серебром, золотом и металлми группы платины (кроме осмия). Оксид золота (III) Au – желтый цвет O – красный цвет

Получение кислорода 1) Биологическое происхождение кислорода: 6 Н 2 О + 6 СО 2 hν С 6 Н 12 О 6 + 6 О 2 400 -500 °С 2) Разложение хлората калия (бертолетовой соли): KCLO 3 3 O 2 + 2 KCl 3) Разложение перманганата калия: KMn. O 4 210 -240 °С K 2 Mn. O 4 + Mn. O 2 + O 2

Соединения кислорода (-2) Молекула воды имеет тетраэдрическое (не плоское) строение. Атом кислорода находится в состоянии. sp 3 гибридизации Метод ВС не объясняет почему одна из двух неподеленных электронных пар (НЭП) более активна, чем другая

Строение молекулы воды (метод МО) v В образовании молекулы воды принимают участие две 1 s атомные орбитали (по одной от каждого атома водорода) одна 2 s орбиталь и три 2 р орбитали атома кислорода. Всего на 6 молекулярных орбиталях молекулы воды размещается 8 электронов. v Взаимодействие (перекрывание) 1 s орбиталей двух атомов водорода с 2 s и 2 px- орбиталями атома кислорода приводит к образованию 4 МО, из которых две связывающие (2 a 1, 1 b 1) и 2 разрыхляющие (4 a 1, 2 b 1). v В энергию связывающих орбиталей больший вклад вносят АО с более низкой энергией (кислорода), а в энергию разрыхляющих орбиталей – АО с более высокой энергией (водорода). v 2 pz-орбиталь кислорода и 1 s-орбиталь одного из водородов слабо перекрываются и образуют слабосвязывающую орбиталь (3 a 1). v Орбиталь 2 py атома кислорода перпендикулярна плоскости перекрывания орбиталей, не перекрывается с 1 s-орбиталями ат. Н и, поэтому, образует несвязывающую 1 b 2 -орбиталь.

Строение молекулы воды (метод МО) Всего в молекуле воды образуется 2 связывающие, 2 несвязывающие и 2 разрыхляющие МО. 8 электронов располагаются попарно на 2 -хсвязывающие и 2 -х несвязывающих орбиталях.

Строение воды (метод МО) Электроны МО 2 a 1, 1 b 1 образуют связи О – Н, а ē, расположенные на несвязывающих орбиталях (3 a 1, 1 b 2), соответствуют свободным ЭП молекулы воды. Однако МО 3 a 1 и 1 b 2 различаются по локализации и энергии. 1 b 2 локализована на атоме кислорода и имеет чисто р-характер. 3 a 1 имеет меньшую энергию и является делокализованной, т. к. образована с участием АО ат. Н и О. Локализация 1 b 2 на атоме кислорода приводит к тому, что отрицательный заряд в молекуле воды сосредоточен вблизи атома кислорода, а вблизи атома водорода – положительный. Отсюда полярность молекулы воды (μ = 1, 84 D).

Водородные связи в молекуле воды Следствия полярности молекул воды: 1) Способность к образованию межмолекулярных водородных связей; 2) Высокие температуры плавления и кипения (0 °С и 100 °С) 3) Сильное поверхностное натяжение

Температура кипения халькогенов Н 2 О Ткип. , °С H 2 S 100 -60 H 2 Sе H 2 Те -42 -2

Водородные связи в молекуле льда Кристаллы льда имеют гексагональную структуру. Каждая молекула воды связана с тремя соседними молекулами посредством водородных связей. Каждая молекула воды образует 4 водородные связи, используя обе НЭП. При плавлении одна водородная связь разрывается (при 0 °С разрывается 15 % водород. св.). При этом часть молекул попадает внутрь каркаса, это объясняет факт: при 4 °С плотность воды максимальна.

Оксиды В соответствии с природой элемента в положительной степени окисления характер оксидов в периодах и группах периодической системы закономерно изменяется. В периодах уменьшается эффективный отрицательный заряд на атомах кислорода и осуществляется постеренный переход от основных через амфотерные оксиды к кислотным.

Взаимодействие оксидов с водой В ряду кислотных оксидов, в периоде усиливаются кислотные свойства и способность взаимодействия с водой, что подтверждается снижением потенциала ∆G 0298.

Надпероксиды Присоединение одного электрона к молекуле кислорода вызывает образование надпероксид-иона О 2 -. Производные О 2 - называют надпероксидами, которые известны для наиболее активных щелочных металлов (калий, рубидий, цезий). Надпероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ: К + О 2 = КО 2. Непарный электрон иона О 2 - обусловливает парамагнетизм надпероксидов и наличие у них окраски. Надпероксиды очень сильные окислители. Они бурно реагируют с водой с выделением водорода.

Соединение их характер

О3- аллотропический вид изменения кислорода, получают из кислорода с помощью прибора так называемый - озонатор 3О2=2О3 - газ синего цвета.

Дописать уравнения.

Вода- Н2О- слабый электролит, чистая вода без цвета, запаха жидкость, температура кипения- 1000, температура замерзания- 00С, плотность равен 1 г/мл. В трех агрегатном состоянии бывает. Очищают воду с помощью возгонки в дистилляторе, полученная вода называется - дистиллированной водой.

Оксид серы (IV)- SO2- с резким удушающим запахом, бесцветный газ.

При растворении в оде образуется сернистая кислота:SO2 + H2O= H2SO3

VI- SO3-сернистый ангидрид - бесцветная жидкость. При взаимодействии с водой образуется кислота серная.

Серная кислота

Н2 SО4- бесцветная, хорошо растворимая в воде жидкость.

Просмотр содержимого документа
«Общая характеристика неметаллов. Элементы VI А группы »

План учебного занятия № 15

Дата Предмет химия группа

Ф.И.О. преподавателя: Кайырбекова И.А.

І. Тема занятия: Общая характеристика неметаллов. Элементы VI А группы. Кислород. Вода. Сера. Сероводород. Серная кислота и сульфаты.

Тип занятия: урокусвоение новых знании

Цель: . Характеристика химических элементов V І А группы. Уметь описывать и доказывать на примере химические свойства серы. Познакомить учащихся со строением и общими свойствами неметаллов, исходя из положения их в периодической системе строения атомов. Знать некоторые способы получения неметаллов. Уметь давать общую характеристику неметаллов по положению в ПС и строениею атомов.

Задачи:

А) Образовательные: повторить и систематизировать знания учеников о свойствах химических элементов шестой группы, о строении атома о применении соединений;

закрепить умение решать расчетные задачи по уравнениям реакций;

Ә) Воспитательные : проводить экологическое воспитание на уроке химии.

Б) Развивающие: продолжить развитие логического мышления, умения использовать теоретические знания в новых ситуациях;

закрепить умения сравнивать, сопоставлять, анализировать;

ІІ. Ожидаемые результаты:

А) Учащиеся должны знать: Характеристику химических элементов V І А группы.

Ә) Учащиеся должны уметь: Уметь описывать и доказывать на примере химические свойства серы

б) учащиеся должны владеть: Познакомить учащихся со строением и общими свойствами неметаллов, исходя из положения их в периодической системе строения атомов

ІІІ. Метод и приемы каждого этапа занятия: проблемные, поисковые, лабораторная работа, самостоятельная работа учащихся.

IV . Средства: интерактивная доска

Ход урока

І. Организационная часть Проверить посещяемость учащихся. Озна комление с целью и задачами сегодняшнего занятия. Постановка цели урока.

ІІ. Актуализация опорных знании:

А) Проверить тетради

Д/з 153 стр №2

158 стр №6 упр

Задача Вычислите объем газа, который выделится при взаимодейтвии 19,5 г калия с фосфорной кислотой -

Б) Самостоятельная работа

ІІІ. Объяснения нового материала и закрепление нового материала

План:

Общая характеристика неметаллов- элементы VI А группы.

К ним относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний. Полоний- радиоактивный металл, а остальные- халькогены- руда образующие. Особенно большое значение из них имеют кислород и сера. На последнем энергетическом уровне у них 6 электронов, высшая степень окисления+6, +2- постоянная у кислорода, наименьшая-2 сера. Общая оксидная формула RO 3 и водородные соединения с общей формулой RH 2

характеристика	кислород		сера
Положение в П.С.- 1- балл	2 малый период, элемент VI А группы		элементVI А группы, 3 малого периода.
Строение атома-1-балл	O (8p + ;8n 0)8e - 1s 2 2s 2 2p 4		S(16p + ;16n 0)16e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Нахождение в природе	Встречается в виде соединении и в свободном виде. Входит в состав атмосферного воздуха, образуется в результате фотосинтеза.		встречается в виде соединении и в свободном.
получение	В лаборатории: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 2KClO 3 =2KCl+3O 2 В промышленности жидкий кислород получают из воздуха.
физические свойства	Газ без цвета и запаха		Сера- желтого цвета, твердое, кристаллическое вещество. 3 вида аллотропических видоизменении: ромб, моноклинная и пластическая.
Химические свойства	При нагревании реагирует: с углеродом с фосфором- при этом образуют оксиды. С водородом При t= 1500 0 С с азотом С галогенами прямой не реагирует. При нормальной температуре реагирует с активными металлами. С малоактивными металлами реагирует при нагревании Сложные вещества горят при этом образуется оксиды этих элементов. Задание привести примеры и дописать уравнение реакциимак-8 баллов		С простыми веществами: кислородом, галогеном, металлами, с щелочью. Задание дописать уравнения реакции мак 4 балл
Соединение их характер
О 3 - аллотропический вид изменения кислорода, получают из кислорода с помощью прибора так называемый – озонатор 3О 2 =2О 3 – газ синего цвета.		Сероводород- ядовитый, бесцветный газ с запахом протухшего яйца. Подвергается к диссоциации, горит в воздухе, с кислотами. Дописать уравнения. Получают при взаимодействии сульфида железа с растворенной соляной кислотой.
Вода- Н 2 О- слабый электролит, чистая вода без цвета, запаха жидкость, температура кипения- 100 0 , температура замерзания- 0 0 С, плотность равен 1 г/мл. В трех агрегатном состоянии бывает. Очищают воду с помощью возгонки в дистилляторе, полученная вода называется – дистиллированной водой. При обычной температуре реагирует с активными металлами, с оксидами основных и кислотных оксидов. А также с некоторыми солями, при этом образуется кристаллогидраты.		Оксид серы (IV)- SO 2 - с резким удушающим запахом, бесцветный газ. При растворении в оде образуется сернистая кислота:SO 2 + H 2 O= H 2 SO 3 Получают при горении серы в воздухе, горении пирита. VI- SO 3 -сернистый ангидрид - бесцветная жидкость. При взаимодействии с водой образуется кислота серная.
Серная кислота
Н 2 SО 4 - бесцветная, хорошо растворимая в воде жидкость. Используют для получения соляной, фтороводородной, азотной, фосфорной кислоты. Растворенная кислота реагирует с металлами до Н. Концентрированная кислота- реагирует с металлами, неметаллами

Закрепления: 177 стр № 12упр

Д/з 153 стр №2, 158 стр №6 упр, Реферат Роль кислорода природе. Применение кислорода

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ VI ГРУППЫ

16-ю группу периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева составляют Халькогемны (от греч. чблкпт -- медь (в широком смысле), руда (в узком смысле) и генпт -- рождающий). Это такие химические элементы, как кислород (O), сера (S), селен (Se), теллур (Te), радиоактивный полоний (Po), и искусственно полученный ливерморий (Lv). Все эти элементы встречаются в природе (за исключением Lv), причем каждый из них имеет несколько природных изотопов (за исключением Po). Все они являются р-элементами. Строение валентного уровня их электронных оболочек соответствует формуле ns 2 np 4 .

кислород сера селен теллур полоний

1. Кислород

Самый распространённый элемент на Земле: в воздухе - 21% по объему (находится в виде О 2 и О 3), в земной коре - 49 % по массе, в гидросфере - 89% по массе, в составе живых организмов - до 65% по массе. В земной коре он содержится в виде различных минералов, которые представляют собой оксиды (например, Al 2 O 3 , SiO 2 , Cu 2 O, SnO 2) и соли (например, FeCO 3 , CaSO 4 , Ca 3 (PO 4) 2).

Атом

Порядковый № 8, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 4

Валентность

II, в СО - валентность III за счет ДАС.

Степени окисления

1) -2 - оксиды, гидроксиды, соли;

2) -1 - пероксиды;

3) -1/2, -1/3 - надпероксиды, озониды;

4) +2 - ОF 2 , +1 - O 2 F 2 .

Электроотрицательность

Изотопы природного кислорода

О (99,76%), О (0,04%), О (0,20%).

Физические свойства

Кислород - газ без цвета, запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород - голубоватая жидкость, кипящая при -183 0 С. Притягивается магнитом. Твердый кислород - синие кристаллы, плавящиеся при -218,7 0 С.

Строение молекулы

Молекула состоит из двух атомов, связанных двойной связью. Связь - ковалентная неполярная.

Аллотропные модификации (изменения)

О 2 и О 3 (озон).

Способы получения

1) Промышленный способ: перегонка жидкого воздуха;

2) Лабораторный способ: разложение (воздействие t 0 C) некоторых кислородсодержащих веществ

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (k - MnO 2)

2H2O2 = 2H2O + O2 (k - MnO 2)

2HgO = 2Hg + O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Способы собирания кислорода

Химические свойства

1) Взаимодействие с НеMet (кроме фтора и благородных газов): образуются ОКСИДЫ - бинарные соединения с кислородом в степени окисления -2:

Si + O 2 = SiO 2 (t=400-500 0 С)

· При взаимодействии с углеродом, фосфором и мышьяком в зависимости от количества кислорода образуются разные оксиды:

С + О 2(изб) = СО2; С + О 2(нед) = СО

· При взаимодействии с серой последняя окисляется до сернистого газа (дальнейшее воздействие кислородом приводит к образованию высшего оксида - SO 3):

· При взаимодействии с фтором образуется ФТОРИД кислорода:

2F 2 + O 2 = 2OF 2

2) Взаимодействие с Met: образуются основные и амфотерные оксиды:

4Al + 3O 2 = 2AL 2 O 3

· При взаимодействии с натрием образуется пероксид:

Na + O 2 = Na 2 O 2

· При взаимодействии с калием, рубидием и цезием образуются надпероксиды:

· При взаимодействии с железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (Fe 2 O 3 *FeO)

· При взаимодействии с марганцем образуется диоксид марганца:

3) Взаимодействие со сложными веществами:

· Горение и обжиг сульфидов, водородных соединений:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

· Окисление низших оксидов до высших:

FeO + O 2 = Fe 2 O 3

· Окисление гидроксидов и солей в водных растворах: если вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO 2 + O 2 = 2HNO 3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

· Окисление в присутствие катализаторов:

аммиака: NH 3 + O 2 = NO + H 2 O

органических веществ: C 2 H 5 OH + O 2 = CH 3 -COH и т.п. (k - Cu; t 0 C)

Применение кислорода

Кислород применяют в медицине, на взрывных работах, для сварки металлов, для резки металлов, в авиации для дыхания, в авиации для двигателей, в металлургии.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

C 6 H 10 O 5 + 6O 2 = 5CO 2 + 6H 2 O

Во всех этих процессах образуется оксид углерода (IV). Единственный естественный природный процесс связывания оксида углерода (IV) - процесс фотосинтеза, проходящий в зеленых растениях под действие солнечного света:

6CO 2 + 6H 2 O = C 5 H 12 O 6 + O 2 (k - hv)

При этом образуется глюкоза - основа для строительства тканей растений.

Если какое-либо вещество медленно реагирует с кислородом, то такое окисление называют медленным. Это, например, процессы разложения пищевых продуктов, гниения.

Озон

Озон - это аллотропная модификация кислорода.

Физические свойства

Газ, с запахом свежей хвои, бесцветен.

Получение

1) Озонирование воздуха: 3O 2 2O 3

2) Во время грозы (в природе);

3) В лаборатории - в озонаторе.

Химические свойства

1) Неустойчив, легко распадается: O 3 O 2 + O . . При этом образуется АТОМАРНЫЙ кислород, очень сильный окислитель. Он обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ-лучи, уничтожает микроорганизмы;

2) Сильный окислитель, сильнее кислорода:

6NO 2 + O 3 = 3N 2 O 5

3PbS + 4O 3 = 3PbSO 4

3) Качественная реакция на озон: реакция с йодидом калия, появляется желто-коричневая окраска йода:

2KI + O 3 = 2KOH + I 2 + O 2

Пероксид водорода

Стоит уделить особое внимание этому веществу, так как из всех соединений кислорода именно пероксид водорода чаще всего используют как стерилизационное и антисептическое средство.

Строение молекулы

Н 2 О 2 или Н-О-О-Н

Физические свойства

Это бесцветная неустойчивая жидкость. Плотность составляет 1,45 г/см 3 . Ее концентрированный раствор (30%) взрывоопасен и называется пергидролем.

Получение

Гидролиз пероксидов металлов водой или кислотами:

BaO 2 + H 2 SO 4 = H 2 O 2 + BaSO 4

Химические свойства

1) Разложение:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (t 0 C, k - MnO 2)

2) Пероксид водорода может быть как окислителем, так и восстановителем:

· Окислительные свойства более характерны - переходит в Н 2 О или ОН - :

Na 2 S +4 O 3 + H 2 O 2 = Na 2 S +6 O 4 + Н 2 О

(неметаллы в промежуточной степени окисления окисляет в высшую степень окисления)

2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Fe(OH) 3

2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O

(сульфиды переходят в сульфаты)

2Cr +3 Cl 3 + 3H 2 O 2 + 10KOH = 2K 2 Cr +6 O 4 + 6KCl + 8H 2 0

(любые соединения хрома +3 окисляет в +6)

· Восстановительные свойства - переходит в О 2:

CaOCl 2 + H 2 O 2 = CaCl 2 + O 2 + H 2 O

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 O 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3O 2 + 7H 2 O

Пероксиды и надпероксиды металлов

Химические свойства этих соединений имеют свою особенность: в ОВР, а также в реакциях разложения водой образуется кислород:

Химические свойства

1) Разложение водой:

Na 2 O 2 + H 2 O = H 2 O 2 + NaOH

K 2 O 2 + H 2 O = H 2 O 2 + O 2 + KOH (при t 0 C)

2) Они являются сильными окислителями:

KO 2 + Al = KAlO 2

3) В некоторых реакциях проявляют восстановительные свойства:

2KMnO 4 + 5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

4) Взаимодействуют с углекислым газом:

Na 2 O 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2

Получение

1) Me (щелочные и Ва) + кислород:

Na + O 2 = Na 2 O 2

2) Оксиды металлов + кислород:

2K 2 O + 3O 2 = 4KO 2

2. Сера

Сера -- элемент 16-й группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur).

Атом

Порядковый № 16, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Валентность

Степени окисления

1) -2 - сульфиды;

2) 0 - атом;

3) +4 - соли, кислоты;

4) +6 - соли, кислоты.

Электроотрицательность

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t кип = 445 0 С.

Аллотропные модификации

1) Кристаллическая:

· Ромбическая сера - S 8 - наиболее устойчивая модификация;

· Моноклинная сера - темно-желтые иглы. Устойчива при температуре более 960С, при обычных условиях - превращается в ромбическую;

2) Пластическая сера - коричневая резиноподобная (аморфная) масса.

Нахождение в природе

1) Самородная сера;

2) Сульфиды: цинка ZnS, ртути PbS (киноварь), железа FeS 2 (пирит);

3) Сульфаты: гипс CaSO 4 *2H 2 O, глауберова соль Na 2 SO 4 *10H 2 O.

Получение серы

1) Метод термического разложения сульфидов:

2) Восстановление диоксида серы (IV) углеродом: SO 2 - побочный продукт при выплавке металлов из сернистых руд

SO 2 + C = S + CO 2

3) Окисление сероводорода недостатком кислорода либо диоксидом серы (IV) в смеси SO 2 и H 2 O (отходящие пары металлургических и коксовых батарей):

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

(последняя реакция проходит также в природе при извержении вулканов)

4) Выделение из природного газа, нефти и сопутствующих нефтепродуктов.

Химические свойства

В нормальных условиях химическая активность серы невелика, но при нагревании сера весьма активна и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1) Взаимодействие с Ме:

· Со щелочными Ме без нагревания:

2Na + S = Na 2 S

· С остальными Ме (кроме Au, Pt) - при повышенной температуре:

2Al + 3S = Al 2 S 3

2) Взаимодействие с НеМе:

· С водородом: H 2 + S = H 2 S;

· С фосфором: 2P + 3S = P 2 S 3 ;

· С кислородом: S + O 2 = SO 4 ;

· С галогенами: химическая активность серы по отношению к галогенам падает в ряду от фтора к йоду: с фтором сера взаимодействует при комнатной температуре, с бромом и хлором - при нагревании, с йодом соединений не получено: S + Cl 2 = SCl 2

· С углеродом: C + S = CS 2

3) Взаимодействие с кислотами-окислителями (при нагревании):

S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

4) Взаимодействие со щелочью (диспропорционирование):

3S 0 + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O (кипячение)

Применение серы

Серу применяют для получения серной кислоты, для вулканизации каучуков, в производстве спичек и черного пороха, как лекарственное средство, входящее в состав мазей против кожных заболеваний.

В сельском хозяйстве серу в виде тонкого порошка используют для борьбы с болезнями растений, пчел и других домашних животных.

В быту очень часто применяют серу для связывания токсичной ртути в сульфид ртути с последующим его удалением.

Сероводород

Молекула сероводорода имеет угловую форму, как и молекула воды, с атомом серы в центре. Однако, в отличие от воды, молекулы сероводорода не способны к образованию между собой водородных связей.

Сероводород - бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц,

t кип = -60 0 С.

Раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой - это очень слабая двухосновная кислота (слабее угольной). Сероводород очень токсичен.

Сероводород входит в состав вулканических газов, а также содержится в воде некоторых минеральных источников.

Получение

1) В природе сероводород образуется при гниении белков;

2) В лаборатории его получают следующими способами:

· Прямой синтез из простых веществ:

· Вытеснением из сульфидов, в ряду напряжения стоящих левее железа:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

· Гидролиз сульфида алюминия на холоде:

Химические свойства

Сероводород в реакциях проявляет свойства сильного восстановителя.

1) Взаимодействие с кислородом воздуха при нагревании до 700 0 С (со взрывом):

2H 2 S + 3O 2 (изб) = 2SO 2 + 2H 2 O + Q

2H 2 S + O 2 (нед) = 2H 2 O + 2S

2) Взаимодействие с галогенами:

H 2 S + I 2 = 2HI + S

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl

3) Взаимодействие со щелочами: образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O

4) Взаимодействие с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя ЧЕРНЫЕ очень малорастворимые сульфиды:

5) Взаимодействие с окислителями средней активности с образованием серы и с сильными окислителями - окисляется до серной кислоты:

H 2 S + Br 2 = S + 2HBr

H 2 S + 2FeCl 3 = 2FeCl 2 + S + 2HCl

H 2 S + 4Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl

3H 2 S + HNO 3 (конц) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

H 2 S + 3H 2 SO 4 (конц) = 4SO 2 + 4H 2 O

H 2 S + 4PbO 2 = H 2 SО 4 + 4PbO

6) При нагревании разлагается до простых веществ:

7) Взаимодействие с серебром:

2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O

8) Диссоциация в воде: в основном по первой ступени:

HS - H + + S 2- (редко)

9) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2NaNO 3

Сульфиды

Классификация сульфидов

Растворимые в воде.	Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах (соляной, фосфорной, разбавленной серной).	Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах - только в кислотах-окислителях.	Гидролизуемые водой, не существующие в водных растворах.
Сульфиды щелочных Ме и аммония.	Белые и цветные сульфиды: ZnS, MnS, FeS, CdS.	Черные сульфиды: CuS, HgS, PbS, Ag 2 S, NiS, CoS.	Сульфиды алюминия, хрома (III), железа (III)
Можно вытеснить сероводород, действуя соляной кислотой: FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S	НЕЛЬЗЯ получить сероводород из этих сульфидов!	Водой полностью разлагаются: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + H 2 S

Получение

1) Нагревание Ме с серой:

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочь:

H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

(только нерастворимые в кислотах сульфиды)

ZnSO 4 + Na 2 S = Na 2 SO 4 + ZnS

(любые нерастворимые в воде сульфиды)

Химические свойства

1) Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда щелочная:

K 2 S + H 2 OKHS + KOH

S 2- + H 2 OHS - + OH -

2) Сульфиды Ме, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных минеральных кислотах:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние (окислить) действием концентрированной азотной кислоты:

3CuS + 14HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

4) Сульфиды можно превратить в сульфаты перекисью водорода:

CuS + H 2 O 2 = CuSO 4 + 4H 2 O

5) При обжиге сульфидов кислородом образуются оксиды:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

Оксиды серы

Оксид серы (IV )

SO 2 - сернистый ангидрид, сернистый газ (без цвета с резким запахом, хорошо растворим в воде).

Степень окисления серы в этом соединении: +4

Поскольку атом серы в соединении имеет промежуточную степень окисления, то в реакциях (в зависимости от окислительно-восстановительных свойств других реагентов) оно играет роль как восстановитель, так и окислитель. Кроме того, оно может вступать в реакции без изменения степени окисления.

Получение

1) При сжигании серы в кислороде:

2) Окислением сульфидов:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na 2 SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O

4) При обработке серной кислотой (конц) некоторых металлов:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Химические свойства

1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. Реагирует с водой, основными оксидами и щелочами:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3

BaO + SO 2 = BaSO 3

Ba(OH) 2 + SO 2 = BaSO 3 + H 2 O

Ba(OH) 2 + 2SO 2 = Ba(HSO 3) 2

2) Реакции окисления (S +4 -2зS +6):

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = K 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 2H 2 SO 4

3) Реакции восстановления (S +4 +4зS 0):

SO 2 + C = S + CO 2

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

Оксид серы (VI )

SO 3 - серный ангидрид. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом (t кип =43 0 C); на воздухе «дымит», гигроскопична: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q.

В этом соединении сера имеет высшую степень окисления +6. Поэтому серный ангидрид - активный окислитель.

Химическая активность оксида серы (VI) оченб высока. Взаимодействует с водой, основными и амфотерными оксидами, щелочами.

Получение:

1) Каталитическое окисление SO 2 кислородом воздуха:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q (t 0 C, k - V 2 O 5)

2) Термическое разложение сульфатов:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (t 0 C)

3) Взаимодействие SO 2 с озоном:

SO 2 + O 3 = SO 3 + O 2

4) Взаимодействие SO 2 и NO 2:

SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO

Химические свойства:

1) Взаимодействие с водой - образование сильной двухосновной серной кислоты:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q.

2) Взаимодействие с основаниями:

2NaOH (изб) + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

NaOH + SO 3 (изб) = NaHSO 4

3) Взаимодействие с основными оксидами:

CaO + SO 3 = CaSO 4

4) Растворение в концентрированной серной кислоте - образование ОЛЕУМА:

H 2 SO 4 (конц) + SO 3 = H 2 S 2 O 7

H 2 SO 4 (конц) + 2SO 3 = H 2 S 3 O 10

Применение:

Серный ангидрид применяют в основном для получения серной кислоты.

Кислоты серы и их соли

Сернистая кислота и её соли

H 2 SO 3 - образуется при реакции оксида серы (IV) с водой и существует только в виде раствора. Это слабая, летучая, неустойчивая двухосновная кислот. H 2 SO 3 образует средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты) соли. Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями, хотя в присутствии более сильных восстановителей способны проявлять окислительные свойства.

Химические свойства:

1) Участие в реакции ОВР:

· Проявление свойств восстановителя:

2Na 2 S +4 O 3 + O 2 0 = 2Na 2 S +6 O 4 -2

· Проявление свойств окислителя:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 - гипосульфит натрия (t 0 C)

2) Термическое разложение сульфитов:

4Na 2 SO 3 - Na 2 S + 3Na 2 SO 4 (t 0 C)

3) Гидролиз растворимых в воде сульфитов - гидролиз по аниону - среда щелочная:

K 2 SO 3 + HOH = KHSO 3 + KOH

Серная кислота и её соли

Физические свойства:

Серная кислота (100%-ная) - бесцветная тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»); плотность = 1,84 г/см 3 , t пл = 10,3 0 C, t кип = 296 0 C; не имеющая запах, нелетучая хорошо растворимая в воде. Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Она очень гигроскопична - активно поглощает пары воды, поэтому её используют в качестве осушителя как в лаборатории, так и в быту.

Получение:

В настоящее время для получения серной кислоты используется контактный метод. Этот метод позволяет получить очень чистую серную кислоту любой концентрации, а также олеум.

Исходным сырьём для производства серной кислоты могут быть сера, сероводород, сульфиды металлов. Я рассмотрю производство серной кислоты контактным способом, при котором исходным сырьём является железный колчедан FeS 2

Принципиальная схема получения серной кислоты.

Процесс состоит из трёх стадий:

	Процессы
1. Обжиг железного колчедана, получение оксида серы (IV ). Очистка печного газа.	Уравнение реакции первой стадии: 4FeS 2 + 11O 2 = Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура для обжига достигает 800 0 С. Очистка печного газа Из печи выходит печной газ, состав которого: SO 2 , O 2 , пары воды и мельчайшие частицы оксида железа. Такой печной газ необходимо очистить от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа - в циклоне (используется центробежная сила, твёрдые частички ссыпаются вниз) и в эл ек трофильтрах (используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). Осушку печного газа проводят в сушильной башне - снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льётся концентрированная серная кислота.
2. Окисление SO 2 в SO 3 кислородом. Протекает в контактном аппарате.	Уравнение реакции этой стадии: 2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q Сложность второй стадии заключается в том, что процесс окисления одного оксида в другой является обратимым . Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO 3): a) температура : оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным образованием SO 3 является температура 400-500 0 С . Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор - оксид ванадия - V 2 O 5 ; b) давление : прямая реакция протекает с уменьшением объёмов газов. Процесс проводят при повышенном давлении. Нагрев смеси SO 2 и O 2 до температуры 400-500 0 С начинается в теплообменнике. Смесь проходит между трубками теплообменника и нагревается от этих трубок. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоёв катализатора, начинается процесс окисления SO 2 в SO 3 . Образовавшийся оксид серы SO 3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
3. Получение H 2 SO 4 . Протекает в поглотительной башне.	Если для поглощения оксида серы использовать воду, образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H 2 SO 4 * nSO 3 . Уравнение реакции этого процесса: nSO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 * nSO 3 Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожный состав и отправляют потребителю.

Химические свойства:

H 2 SO 4 - сильная двухосновная кислота.

1) Диссоциация: по первой ступени полная диссоциация, по второй - серная кислота ведёт себя как кислота средней силы:

H 2 SO 4 H + + HSO4 - (a = 1)

HSO4 - H + + SO4 - (a 1)

2) Взаимодействие с Me:

a) Разбавленная серная кислота:

· Образует соответствующие соли с Me, стоящими в ряду напряжений левее водорода (кроме Pb):

H 2 SO 4 + Fe = FeSO 4 + H 2

· Вытесняет летучие кислоты из их солей:

H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl

· Вытесняет более слабые кислоты из их солей:

H 2 SO 4 + Na 2 CO 3 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

· Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

H 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O

· Взаимодействует с основаниями:

При нейтрализации гидроксида натрия серной кислотой возможно образование средней и кислой соли в зависимости от соотношения реагентов.

При избытке щелочи образуется средняя соль:

2NaOH (изб) + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Na + + 2OH - + 2H + + SO 4 2- = 2Nа + + SO 4 2- + 2H 2 O

При избытке кислоты образуется кислая соль:

NaOH + H 2 SO 4 (изб) = NaHSO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

Na + + OH - + H + + HSO 4 - = Nа + + HSO 4 - + 2H 2 O

При реакции гидроксида алюминия с серной кислотой возможно образование средней и основной солей, так как Al(OH)3 - слабое основание, а H 2 SO 4 - сильная кислота. Это зависит от соотношения компонентов.

При избытке серной кислоты образуется средняя соль:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 (изб) = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Al(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Al +3 + 3SO 4 2- + 6H 2 O

При соотношении 1 моль Al(OH)3 на 1 моль H 2 SO 4 получается одноосновная соль:

Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = Al(OH)SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2- = Al(OH) 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O

При соотношении 2 моль Al(OH)3 на 1 моль H 2 SO 4 получается двухосновная соль:

2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = 2 SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2- = 2 + + SO 4 2- + 2H 2 O

b) Концентрированная серная кислота - сильный окислитель: при взаимодействии с:

· Неактивными Me - восстанавливается до SO 2:

2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

· Щелочноземельными Ме и магнием - до S:

3Mg + 4H 2 SO 4 = 3MgSO 4 + S + 4H 2 O

· Щелочными Ме и цинком - до H 2 S:

8Na + 5H 2 SO 4 = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Al, Fe и Cr пассивируются (становятся неактивными благодаря образованию защитной плёнки) концентрированной серной кислотой на холоде (поэтому H 2 SO 4 с концентрацией выше 75% перевозят в железной таре), однако при нагревании окисляются ей же с образованием сульфатов этих металлов.

Окислительная сила разбавленной и концентрированной кислот различна:

a) В реакциях с разбавленной серной кислоты с металлами Ме является восстановителем, а кислота (точнее, водород) - окислителем:

Mg + H 2 SO 4 (разб) = MgSO 4 + H 2

b) В реакциях с концентрированной серной кислоты с металлами Ме является восстановителем, а кислота (точнее, сера) - окислителем:

Mg + 2H 2 SO 4 (конц) = MgSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3) Взаимодействие с НеМе: окисляет неметалл до кислоты в высшей степени окисления или до оксида (если кислота неустойчива), сама восстанавливается до SO 2:

C + 2H 2 SO 4 (конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (конц) = 3SO 2 + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 (конц) = 5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O

4) Концентрированная серная кислота окисляет многие сложные вещества:

2KBr + 2H 2 SO 4 (конц) = SO 2 + Br 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

8KI + 5H 2 SO 4 (конц) = H 2 S + 4I 2 + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O

H 2 S + H 2 SO 4 (конц) = SO 2 + S + H 2 O

5) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H 2 SO 4 + 2NaOH (изб) = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 (конц) + NaOH = NaHSO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 = ZnSO 4 + 2H 2 O

6) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

7) Вступает в обменные реакции со средними, кислыми и основными солями, если образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество:

CaCO 3 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + CO 2 + H 2 O

NaHCO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

(CuOH) 2 CO 3 + 2H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + CO 2 + 3H 2 O

8) Может превращать средние соли в кислые (или кислые в более кислые):

CaSO 4 + H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2

CaHPO 4 + H 2 SO 4 = Ca(H 2 PO 4) 2 + CaSO 4

9) 100%-ная серная кислота обугливает органические вещества:

C 12 H 22 O 11(тв) + H 2 SO 4 = 12C (тв) + H 2 SO 4 *11H 2 O

10) Качественная реакция на сульфаты и серную кислоту:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCL

(образование белого нерастворимого в кислотах осадка сульфата бария)

3. Селен

Селен - химический элемент 16-й группы, 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium).

Атом

Порядковый № 34, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Физические свойства

Хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета

Аллотропные модификации

Твёрдый селен имеет несколько аллотропных модификаций:

1) Серый селен (г-Se, «металлический селен») -- наиболее устойчивая модификация с гексагональной кристаллической решёткой

2) Красный кристаллический селен -- три моноклинные модификации: оранжево-красный б-Se, тёмно-красный в-Se, красный г-Se

3) Красный аморфный селен

4) Чёрный стекловидный селен

При нагревании серого селена он даёт серый же расплав, а при дальнейшем нагревании испаряется с образованием коричневых паров. При резком охлаждении паров селен конденсируется в виде красной аллотропной модификации.

Нахождение в природе

Содержание селена в земной коре -- около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi 2 (Se, S) 3 , хастит CoSe 2 , платинит PbBi 2 (S, Se) 3 , ассоциирующие с различными сульфидами. Изредка встречается самородный селен

Получение селена

Значительные количества селена получают из шлама медно-электролитных производств, в котором селен присутствует в виде селенида серебра. Применяют несколько способов получения:

1) окислительный обжиг с возгонкой SeO 2 ;

2) нагревание шлама с концентрированной серной кислотой, окисление соединений селена до SeO 2 с его последующей возгонкой;

3) окислительное спекание с содой, конверсия полученной смеси соединений селена до соединений Se(IV) и их восстановление до элементарного селена действием SO 2 .

Химические свойства

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления?2 (H 2 Se), +4 (SeO 2) и +6 (H 2 SeO 4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) -- гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO 2 . Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO 2 , SeO 2 -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO 3), получают селеновую кислоту H 2 SeO 4 , почти такую же сильную, как и серная.

Применение

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз).

Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с V 2 O 5 применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл)

4. Теллур

Теллур -- химический элемент 16-й группы, 5-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 52; обозначается символом Te (лат. Tellurium ) .

Атом

Порядковый № 52, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Нахождение в природе

Физические свойства

Теллур -- хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвете красно-коричневый, в парах -- золотисто-жёлтый. При нагревании приобретает пластичность. Кристаллическая решётка -- гексагональная.

Получение теллура

Основной источник -- шламы электролитического рафинирования меди и свинца. Шламы подвергают обжигу, теллур остается в огарке, который промывают соляной кислотой. Из полученного солянокислого раствора теллур выделяют, пропуская через него сернистый газ SO 2 .

Для разделения селена и теллура добавляют серную кислоту. При этом выпадает диоксид теллура ТеО 2 , а H 2 SeO 3 остается в растворе.

Из оксида ТеО 2 теллур восстанавливают углем.

Для очистки теллура от серы и селена используют его способность под действием восстановителя (Al, Zn) в щелочной среде переходить в растворимый дителлурид динатрия Na 2 Te 2:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na 2 Te 2 + 2Na

Для осаждения теллура через раствор пропускают воздух или кислород:

3Na 2 Te 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Te + 4NaOH

Для получения теллура особой чистоты его хлорируют:

Te + 2Cl2 = TeCl 4

Образующийся тетрахлорид очищают дистилляцией или ректификацией. Затем тетрахлорид гидролизуют водой:

TeCl 4 + 2H 2 O = TeO 2 + 4HCl

а образовавшийся ТеО 2 восстанавливают водородом:

TeO 2 + H 2 = Te + 2H 2 O

Химические свойства

В химических соединениях теллур проявляет степени окисления -2; +2; +4; +6. Является аналогом серы и селена, но химически менее активен, чем сера. Растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 0 C.

С кислородом образует соединения TeO, TeO 2 , TeO 3 . В виде порошка окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO 2 . При нагреве на воздухе сгорает, образуя TeO 2 -- прочное соединение, обладающее меньшей летучестью, чем сам теллур. Это свойство используется для очистки теллура от оксидов, которые восстанавливают проточным водородом при температуре 500--600°C. Диоксид теллура плохо растворим в воде, хорошо -- в кислых и щелочных растворах.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Теллур образует соединение с водородом при нагревании, легко реагирует с галогенами, взаимодействует с серой и фосфором и металлами. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой образует сульфит. Образует слабые кислоты: теллурводородную (H 2 Te), теллуристую (H 2 TeO 3) и теллуровую (H 6 TeO 6), большинство солей которых плохо растворимы в воде.

Применение

Теллур используют при производстве сплавов, термоэлектрических материалов, халькогенидных стёкол, в производстве резины.

5. Полоний

Полоний - радиоактивный химический элемент 16-й группы, 6-го периода в периодической системе Д.И. Менделеева, с атомным номером 84, обозначается символом Po (лат. Polonium)

Атом

Порядковый № 84, электронное строение:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Физические свойства

При нормальных условиях представляет собой мягкий металл серебристо-белого цвета.

Изотопы

Известны 33 изотопа полония в диапазоне массовых чисел от 188 до 220. Кроме того, известны 10 метастабильных возбуждённых состояний изотопов полония. Стабильных изотопов не имеет. Наиболее долгоживущие изотопы 209 Po и 208 Po.

Получение

На практике в граммовых количествах нуклид полония 210 Ро синтезируют искусственно, облучая металлический 209 Bi тепловыми нейтронами в ядерных реакторах. Получившийся 210 Bi за счёт в-распада превращается в 210 Po. При облучении того же изотопа висмута протонами по реакции

209 Bi + p > 209 Po + n

образуется самый долгоживущий изотоп полония 209 Po.

Химические свойства

Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО 2) x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро 2+ розового цвета:

Po + 2HCl = PoCl 2 + H 2

При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Po + Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 Po

который при комнатной температуре находится в жидком состоянии (от?36,1 до 35,3 °C)

В индикаторных количествах получены кислотный триоксид полония РоО 3 и соли полониевой кислоты, не существующей в свободном состоянии -- полонаты К 2 РоО 4 . Образует галогениды состава PoX 2 , PoX 4 и PoX 6 . Подобно теллуру полоний способен с рядом металлов образовывать химические соединения -- полониды.

Полоний является единственным химическим элементом, который при низкой температуре образует одноатомную простую кубическую кристаллическую решётку

Применение

Полоний-210 в сплавах с бериллием и бором применяется для изготовления компактных и очень мощных нейтронных источников, практически не создающих г-излучения.

Полоний-210 часто применяется для ионизации газов (в частности, воздуха).

Важной областью применения полония-210 является его использование в виде сплавов со свинцом, иттрием или самостоятельно для производства мощных и весьма компактных источников тепла для автономных установок, например, космических.

Полоний-210 может послужить в сплаве с лёгким изотопом лития (6 Li) веществом, которое способно существенно снизить критическую массу ядерного заряда и послужить своего рода ядерным детонатором

6. Ливерморий

Ливермомрий (лат. Livermorium, Lv), ранее был известен как унунгемксий (лат. Ununhexium, Uuh) и эка-полоний -- 116-й химический элемент, относится к 16-й группе и 7-му периоду периодической системы, атомный номер -- 116, атомная масса наиболее устойчивого изотопа -- 293. Искусственно синтезированный радиоактивный элемент, в природе не встречается.

Атом

Порядковый № 116, электронное строение:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 6 7s 2 6d 10 5f 14 7p 4 .

Валентность

Изотопы

Получение

Изотопы ливермория были получены в результате ядерных реакций:

а также в результате б-распада 294 Uuo:

Химические свойства

Ливерморий является представителем группы халькогенов, где он следует после полония. Однако химические свойства ливермория будут существенно отличаться от свойств полония, поэтому разделить эти элементы не составит труда.

Предполагается, что основной и наиболее устойчивой степенью окисления для ливермория будет +2. Ливерморий будет образовывать оксид ливермория с кислородом (LvO), галогениды LvHal 2 .

Со фтором или в более жёстких условиях ливерморий также сможет проявлять степень окисления +4 (LvF 4). Такую степень окисления ливерморий может проявлять как в катионах, так и образовывать, подобно полонию, ливерморовую кислоту или её соли -- ливермориты (или ливермораты), например K 2 LvO 3 -- например, ливерморит калия.

Ливермориты, а также другие соединения ливермория со степенью окисления +4 будут проявлять сильные окислительные свойства, подобные перманганатам. В отличие от более лёгких элементов, предполагается, что степень окисления +6 для ливермория будет, вероятно, невозможна из-за крайне высокой необходимой энергии на распаривание 7s 2 электронной оболочки, поэтому высшая степень окисления ливермория будет равна +4.

С сильными восстановителями (щелочные металлы или щелочноземельные металлы) возможна также степень окисления?2 (например, соединение CaLv будет называться ливерморидом кальция). Однако ливермориды будут очень неустойчивыми, и проявлять сильные восстановительные свойства, поскольку образование аниона Lv 2- и включение двух дополнительных электронов невыгодно основной оболочке 7p-электронов, а предполагаемая химия ливермория делает намного выгоднее образование катионов, чем анионов.

С водородом предполагается образование гидрида H 2 Lv, который будет называться ливермороводородом. Для ливермороводорода ожидаются весьма интересные свойства, например, предполагается возможность «сверхгибридизации» -- невовлечённые 7s 2 электронные облака ливермория смогут образовать дополнительную взаимную связь между собой, и такая связь будет несколько напоминать водородную связь, поэтому свойства ливермороводорода могут отличаться от свойств халькогеноводородов более лёгких аналогов. Ливермороводород, несмотря на то, что ливерморий будет однозначно металлом, не будет повторять свойств гидридов металлов в полной мере и будет сохранять в значительной степени ковалентный характер.

Подобные документы

Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.

презентация , добавлен 23.04.2014


Общая характеристика элементов І группы, их химические и физические свойства, история открытия и особенности способов получения. Литий и его соединения. Закономерности в строении атомов щелочных металлов. Правила хранения некоторых элементов этой группы.

презентация , добавлен 30.11.2012


Характеристика азота – элемента 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. Менделеева. Особенности получения и применения азота. Физические и химические свойства элемента. Применение азота, его значение в жизни человека.

презентация , добавлен 26.12.2011


Знакомство с основными химическими элементами, представленными в периодической системе Д. Менделеева. Рассмотрение классификации биогенных элементов. Микроэлементы как биологически активные атомы центров ферментов. Характеристика свойств s-элементов.

презентация , добавлен 00.00.0000


Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д.И. Менделеевым. Поиск функциональных соответствий между индивидуальными свойствами элементов и их атомными весами. Периоды, группы, подгруппы Периодической системы.

реферат , добавлен 21.11.2009


Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

учебное пособие , добавлен 03.02.2011


История открытия и место в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева галогенов: фтора, хлора, брома, йода и астата. Химические и физические свойства элементов, их применение. Распространённость элементов и получение простых веществ.

презентация , добавлен 13.03.2014


Изучение понятия и основных свойств галогенов - химических элементов (фтор, хлор, бром, йод и астат), составляющих главную подгруппу VII группы периодической системы Д.И. Менделеева. Положительное и отрицательное влияние галогенов на организм человека.

презентация , добавлен 20.10.2011


Физические и химические свойства галогенов, их положение в Периодической таблице элементов Менделеева. Основные источники и биологическое значение хлора, брома, иода, фтора. Нахождение галогенов в природе, их получение и промышленное использование.

презентация , добавлен 01.12.2014


Металлы. Методы получения металлов. Химические свойства металлов. Характеристика металлов главной подгруппы I группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий. Переходные металлы

Кислород, сера, селен, теллур и полоний составляют главную подгруппу шестой группы периодической системы и являются р-элементами. Их атомы имеют на внешнем электронном уровне по шесть электронов и общую электронную конфигурацию внешнего электронного слоя можно выразить формулой: ns2np4. Электронные формулы атомов и некоторые физические константы приведены в таблице.

	электронная конфигурация атома	средняя атомная масса	кажущийся радиус нейтрального атома, А	сродство к электрону, эВ	относительная электро отрицательность	кажущийся радиус иона

Из данных таблицы следуют такие выводы:

1. Кажущиеся радиусы нейтральных атомов и отрицательных ионов правильно растут с увеличением порядкового номера элемента.

2. Величина относительной электроотрицательности уменьшается с увеличением кажущихся радиусов нейтральных атомов. Следовательно, от кислорода к полонию ослабевают окислительные свойства и увеличиваются восстановительные свойства нейтральных атомов. Сильнейшим окислителем среди этих элементов является кислород:

O – S – Se – Te – Po

Усиление окислительных свойств

3. С увеличением порядковых номеров элементов наблюдается постепенное ослабление неметаллических свойств и усиление металлических свойств.

Распределение валентных электронов у р-элементов шестой группы по атомным орбиталям имеет следующий вид:

для кислорода

для серы, селена, теллура и полония

Наличие шести электронов на внешнем квантовом слое характеризует способность рассматриваемых элементов проявлять отрицательную степень окисления 2–. Все элементы способны образовывать отрицательно заряженные ионы с зарядом 2–. Склонность к образованию отрицательно заряженных ионов Э-2 ослабевает от кислорода к полонию.

У атома кислорода отсутствует d-подуровень. Поэтому, вследствие наличия у него двух неспаренных p-электронов, атом кислорода может образовать с атомами других элементов две химические связи. Отсюда ясно, что соединения, образованные кислородом с одновалентными элементами, имеют формулу Э2О. Кроме того, атом кислорода может образовывать связь по донорно-акцепторному механизму.

Атом кислорода может выступать как донор – за счет имеющейся у него не поделенной пары электронов, например, при образовании иона гидроксония (Н2О + Н+= Н3О+) и как акцептор – за счет свободной орбитали, появляющейся у него при возбуждении путем спаривания двух неспаренных электронов (что наблюдается, например, в молекуле азотной кислоты // О

Н – О – N.

В зависимости от природы того атома, с которым кислород вступает во взаимодействие, степень его окисления может быть различной:

2(Н2О); -1(Н2О2); 0(О2); +1(O2F2); +2(ОF2).

У атомов серы, селена, теллура и полония имеется свободный d-подуровень. При возбуждении этих атомов их электроны могут переходить на вакантные d-орбитали и поэтому эти элементы проявляют следующие степени окисления: -2, +2, +4, +6.

Простые вещества.

Особенностью этой группы является полиатомность молекул простых веществ Эn, где 2 ≤ n ≤ ∞.

	кислород
состав молекул		S8 (комн. tº)	Se8; Se∞ (комн. tº)	Te∞(комн. tº) Te2(>1400ºC)
аллотропические модификации	О2(кислород)	ромбическая (ниже 95,6ºC) моноклинная (выше 95,6ºC) аморфная (пластическая)	красный (кристаллический металлический (серый) аморфный	металлический аморфный	α - модифицир-ый β- модифицир-ый
ρ, плотность г/см3			4,82 (металл.)	6,25 (металл.)
t плавления ºC
t кипения ºC
распространенность элемента	Кларк - 49% Литосфера-47,3% воздух -23,1%

Из данных, приведенных в таблице, можно сделать следующие выводы:

1. Молекулы простых веществ, образуемые атомами p-элементами VI группы, полиатомны.

2. Для всех элементов характерно наличие аллотропических модификаций.

3. Температуры кипения и плавления (кроме полония), плотности их с увеличением порядкового номера возрастают.

Сера была известна до 5000 лет до н. э.

Кислород был открыт четыре раза: в 1772 г. Шееле (HgO), в1774 г. Пьер Байен, Пристли (Pb3O4 прокаливал – получил PbO и О2), Лавуазье дал название кислороду и определил, что он входит в состав воздуха.

Теллур (земля) – 1798 г. Клапрот.

Селен (луна) – 1817 г. Берцелиус нашел в шламе

Полоний – 1898 г. открыт Марии Кюри – Складовской и назван в честь ее родины (Польша).

Кислород

Кислород – самый распространенный элемент на Земле (58,0 мол. доли). Его большая химическая активность и количественное преобладание в значительной мере предопределяет формы существования всех других элементов на Земле. Самым распространенным природными соединениями кислорода являются Н2О, SiO2, силикаты и алюмосиликаты. В воздухе кислород находится в свободном состоянии и на его долю приходится 20,99% (об.). В верхних слоях атмосферы кислород находится в виде газа – озона (О3). Озоновый слой задерживает жесткое солнечное излучение, которое, при длительном воздействии на живые организмы, является для них смертельным.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 16О(99,795%), 17О(0,037%) и 18О (0,204%). Кроме того, получены три радиоактивных изотопа, время жизни которых ничтожно мало.

По значению относительной электроотрицательности (ОЭО = 3,5) кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения почти со всеми элементами, исключая гелий, неон и аргон. В соединениях с другими элементами, кроме уже упомянутых степеней окисления (-2, -1, +1, +2), кислород проявляет степень окисления +4 в озоне.

Для кислорода известны две аллотропических модификации: 1) О2 – кислород; 2) О3 – озон.

Наиболее устойчива двухатомная молекула кислорода (О2). Порядок связи в данной молекуле равен 2. Из энергетической диаграммы следует, что кислород является веществом парамагнитным (в молекуле имеется два неспаренных электрона). Это положение полностью подтверждает опыт. Энергия диссоциации молекулы О2 равна 494 кДж/моль, что указывает на достаточную ее устойчивость. Химическая активность молекулы кислорода объясняется наличием неспаренных электронов на разрыхляющих π орбиталях. В обычных условиях О2 – бесцветный газ. Жидкий кислород имеет голубую окраску. Кристаллы твердого кислорода окрашены в светло-синий цвет и похожи на снег. Кислород несколько тяжелее воздуха (dвоз = 1,105). В воде кислород растворяется в очень небольшом количестве. В каждом и твердом состоянии кислород притягивается магнитом.

Получение кислорода

В промышленности кислород получают из жидкого воздуха, электролизом воды, в качестве побочного продукта при получении водорода высокой чистоты.

В лаборатории кислород получают при термическом разложении богатых кислородом соединений (KМnO4, KСlO3, KNO3 и др.).

Например: 2КMn+7O4-2 tº→ К2Мn+6О4 + Mn+4О2 + О20

Такие реакции относятся к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления.

Химические свойства

По реакционной способности О2 уступает только галогенам. Химическая активность его растет с повышением температуры. О2 взаимодействует почти со всеми химическими элементами, за исключением галогенов, благородных газов и благородных металлов (серебро, золото, платина). Иногда взаимодействию препятствует оксидная пленка на поверхности окисляемого вещества.

Скорость реакций окисления зависит от природы окисляемого вещества, температуры, катализатора и т. д. Большинство реакций окисления экзотермичны, например

С + О2 → СО2 ΔΗ = -382,5 кДж/моль

2Н2 + О2 → 2Н2О ΔΗ = -571,7 кДж/моль

Применение кислорода

Основная масса кислорода, получаемого промышленностью, расходуется в черной металлургии для интенсификации выплавки чугуна и стали. Кислород широко используется в нефтехимическая
промышленность" href="/text/category/himicheskaya_i_neftehimicheskaya_promishlennostmz/" rel="bookmark">химической промышленности при получении серной и азотной кислот, смазочных масел и т. д. В смеси с ацетиленом О2 используется для сварки и резки металлов (температура пламени около 3200ºC). Жидкий кислород применяется в ракетах, горнорудном деле.

Озон

Озон (О3) является второй аллотропической модификацией кислорода. Это синий газ с резким запахом (т. кип. -112ºC, т. пл. -193ºC). Жидкий озон представляет собой темно-синюю жидкость. Твердый озон - черного цвета. Озон очень токсичен и взрывоопасен. Образование молекул озона сопровождается поглощением энергии:

https://pandia.ru/text/78/050/images/image014_50.gif" width="50" height="51 src=">О

https://pandia.ru/text/78/050/images/image017_44.gif" width="38" height="38"> 126 Ǻ 116,5º

Получают озон действием тихого электрического разряда на кислород. Небольшое количество озона образуются в процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода (радиолиз воды, разложение пероксидов и т. д.). В естественных условиях озон образуется из атмосферного кислорода при грозовых разрядах и под действием ультрафиолетовых солнечных лучей. Максимальная концентрация озона образуется на высоте ≈ 25 км. «Озоновый пояс» играет важнейшую роль в обеспечении жизни на Земле, так как задерживает вредное для живых организмов ультрафиолетовое излучение и поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствуя ее охлаждению.

Озон более активный окислитель, чем кислород. Например, уже при обычных условиях он окисляет многие металлы и другие вещества

2Ag + O3 → Ag2O + O2

PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2

В реакциях с его участием обычно образуется кислород. Со многими веществами озон реагирует в таких условиях, когда кислород остается инертным. Так, реакция О3 + 2KI + H2O = I2+2KOH+O2 протекает количественно и ее можно использовать для количественного определения озона.

Кроме того, известны реакции, в которых молекула озона участвует всеми тремя атомами кислорода, например KI + O3 → KIO3.

3SnCl2 + O3 + 6HCl = 3 SnCl4 + 3H2O.

Применение озона обусловлено его окислительными свойствами. Он используется в качестве дезинфицирующего и бактерицидного средства, для очистки воды, в пищевой промышленности и т. д.

Пероксиды

Пероксиды - это кислородные соединения, в которых атомы кислорода непосредственно связаны между собой. Таким образом, в структуре пероксидов имеется группировка –O–O–, её называют пероксид-ион .

Пероксид- и надпероксид-ионы получаются при соединении электронов к молекуле O2

O20+e → O2- - надпероксидый

O20+2e → 2O2- -пероксидный

O2-пара O2--пара O22-диа -

уменьшение устойчивости

Соединения, содержащие в своём составе надпероксид-ион (O2-), называются надпероксидами, например, KO2. Наличие у них неспаренного электрона обуславливает их парамагнетизм. В пероксид-ионе (O2-2) неспаренные электроны отсутствуют и поэтому этот ион диамагнитен. В пероксидах атомы кислорода связаны между собой одной двух электронной связью. Образование пероксидов характерно для активных металлов (щелочных, щелочно-земельных). Наиболее практическое значение имеет пероксид водорода (H2O2).

Молекула H2O2-полярна(μ=0,70∙10-29Кл∙м.) Наличие водородных связей обуславливает высокую вязкость пероксида водорода. Из-за ассоциации молекул H2O2 в обычных условиях представляет собой жидкость (tпл.=-0,410C, tкип.=1500C). Пероксид водорода легко разлагается на атомарный водород и кислород, H2O2=t H2+O2

растворим в воде, водный раствор H2O2–слабая кислота. Константа диссоциации Kg(H2O2)=2,24∙10-12

Получить пероксид водорода можно по общему способу получения слабых кислот (вытеснение слабой кислоты из её соли более сильной кислотой)

BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4↓

В промышленности пероксид водорода получают электрохимическим окислением серной кислоты при низкой температуре на платиновом аноде .

H 2 O 2 в ОВР

Кислороду в пероксиде водорода приписывают степень окисления, равную –1 (эта степень окисления является промежуточной для кислорода). Поэтому может быть как окислителем, так и восстановителем. При восстановлении H2O2 образуется вода или OH-, например

2KJ+H2O2+H2SO4=J2+K2SO4+2H2O

PbS+H2O2=PbSO4+H2O

2K3+3H2O2=2K2CrO4+2KOH+8H2O

В этих случаях идёт процесс: H2O2-окислитель

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода проявляет свойства восстановителя

5H2O2+2KMnO4+3H2SO4→5O20+2MnSO4+K2SO4+8H2O

Данная реакция используется в химическом анализе для количественного определения содержания пероксида водорода в растворе.

Применение:

3% раствор в медицине в качестве антисептика ,

6%-12% раствор – для обесцвечивания волос,

более 30% конц. в химической промышленности.

Сера

Общая характеристика серы. В отличие от кислорода, у серы имеются в наружном квантовом слое вакантные 3d-орбитали.

Сера может иметь следующие степени окисления:

2 (H2S, H2S2O3 и сульфиды, тиосульфат натрия Na2S2O3·5H2O, где один атом серы имеет степень окисления –2, а другой +6.;

2 (S2Cl2, 3SO→SO2+S2O)

4 (SO2, H2S+4O3, её соли);

6 (SO3, H2SO4, её соли, H2S2O7 пиросерная кислота)

H2SO5-пероксомоносерная кислота

H2S2O8-пероксодисерная кислота

Сера – типичный неметалл (оэо=2,5), она химически активна и непосредственно соединяется почти со всеми элементами, за исключением азота, йода, золота, платины, и благородных газов. В природе встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде различных соединений.

Самородная сера встречается редко, наиболее распространены минералы сульфидных (FeS2, CuS, ZnS, Sb2S3, AgS) и сульфатных соединений (CaSO4·2H2O, BaSO4, MgSO4·7H2O, Na2SO4·10H2O), SO2, H2S – содержат вулканические газы. Кроме, того сера входит в состав растительных и животных белков и соединений, входящих в нефть. Во всех твердых и жидких состояниях сера диамагнитна.

Простые вещества

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях. При комнатной температуре устойчива, желтая ромбическая сера (α-S), состоящая из очень мелких кристаллов. Большие кристаллы этой формы можно получить при медленной кристаллизации серы из раствора серы в сероуглероде. Они получаются правильно ограненные и прозрачные.

Вторая аллотропная модификация - это моноклинная сера (β-S)-кристаллы игольчатой формы.

Аллотропные модификации α- и β- серы состоят из молекул S8, которые имеют циклическое «зубчатое» строение.

У ромбической серы кольца находятся на расстоянии 3,3 Ǻ друг от друга. Они связаны между собой силами Ван-дер-Ваальса. Эта модификация не проводит тепло и электричество.

Различие в физических свойствах ромбической и моноклинной серы обусловлено не разным составом молекул (обе состоят из S8), а неодинаковой структурой кристаллов.

Существуют и другие аллотропные модификации серы, которые образуются при изменении температуры. Изменение давления тоже дает различные аллотропные формы.

С повышением температуры сера меняет свою окраску, так как идет уменьшение длины цепей:

600ºC 900ºC 1500ºC

оранжевый красный желтый

Самой устойчивой модификацией является ромбическая, в нее самопроизвольно переходят все остальные модификации.

Сера хорошо растворима в органических растворителях, особенно в сероуглероде и бензоле (34%, t = 25ºC).

Химические свойства серы

Сера – элемент весьма активный. При взаимодействии с более сильными окислителями (O2, CI2 и т. д.) она может отдавать свои электроны, то есть быть восстановителем:

S + Cl2 ↔ SCl2 (S2Br2, S2Cl2)

S0 - 4ē → S+4

2O0 + 4ē → 2O-2

P4 + xS ↔P4Sx x ~ 3, x~ 7

При оплавлении или нагревании сера взаимодействует почти со всеми металлами с образованием нестехиометрических соединений (проявляет свойства окислителя).

Hg0 + S0 = Hg+2S-2

С большинством металлов сера реагирует при нагревании, а со ртутью – при комнатной температуре. Поэтому серой засыпают разлитую ртуть с целью обеззараживания помещения от ртутных паров.

Сера также склонна к реакциям диспропорционирования . Например, при кипячении порошкообразной серы в растворе щелочи идет реакция

S0 + 2S0 +6NaOH = Na2+4SO3 + 2Na2S-2 + 3H2O

Сера взаимодействует с кислотами

S + 2H2SO4(конц) = 3SO2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2 +2H2O

Получение серы

В промышленности серу получают отделением ее от пустой породы с помощью горячей воды при повышенном давлении. Химическими методами серу получают так:

1. Из отходящих газов металлургических и коксовых печей

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

2. Из природных сульфатов прокаливанием их с углем (процесс идет в несколько стадий)

CaSO4 + 4C = 4CO + CaS

CaS + HOH + CO2 = CaCO3 + H2S

сероводород сжигают:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Применение серы

Серу используют для производства сернистых органических красителей (CS2), сероуглерода, в производстве искусственного волокна, взрывчатых веществ, в процессах получения серной кислоты.

Сульфиты и гидросульфиты используются как восстановители. Гидросульфит кальция Ca(HSO3)2 применяется при производстве целлюлозы.

Соединения серы со степенью окисления +6

Состояние окисления +6 сера проявляет в соединениях с кислородом, галогенами. Наиболее типичным соединением является триоксид серы SO3. В молекуле SO3 сера находится в состоянии sp2-гибридизации. Молекула представляет собой плоский треугольник. ∟O-S-O = 120º; молекула неполярна (μ = 0).

В молекуле SO3 на 3σ-связи приходится 3π- связи. Молекула прочная, но менее, чем SO2. Молекула SO3 легко полимеризуется. В обычных условиях SO3 – жидкость (т. кип. 44,8˚C), затвердевающая в прозрачную массу (т. пл. 16,8 ºC). SO3 – типичный кислотный оксид, энергично реагирует с основными оксидами. С водой SO3 энергично реагирует с образованием серной кислоты и выделением большого количества тепла.

SO3 + H2O = H2SO4, ΔH = -87,8 кДж

Применяется SO3 в качестве сульфирующего агента в органическом синтезе, в качестве дегидратирующего агента при получении HNO3, для приготовления олеума и т. д.

Серная кислота

H2SO4 – сильная двухосновная кислота. Она представляет собой производное тетраоксосульфат (VI) – иона 2-. В 2- - ионе сера находится в состоянии sp3-гибридизации (4 σ-связи + 2π-связи). Ион 2- имеет форму правильного тетраэдра. Длина связи S-O равна 1,49 Å. Эта связь прочная.

В воде H2SO4 хорошо растворима, при этом выделяется большое количество тепла вследствие образования гидратов состава H2SO4·H2O, H2SO4·2H2O, H2SO4·4H2O. В связи с этим при приготовлении растворов H2SO4 следует кислоту осторожно, тоненькой струйкой вливать в воду, а не наоборот. Концентрированная H2SO4 энергично притягивает влагу и поэтому применяется для осушки газов. Этим же объясняется и обугливание многих органических соединений (углеводов).

C12H22O11 + H2SO4 = 12C + H2SO4∙11H2O

Концентрированная серная кислота может в больших количествах поглощать SO3, образуя при этом пиросерную кислоту H2S2O7. Такие растворы называются олеум. В олеуме существует равновесие H2SO4 + SO3 H2S2O7.

Серная кислота образует два типа солей: средние (сульфаты) Me2+1SO4 и кислые (гидросульфаты) Me+1HSO4. Большинство сульфатов хорошо растворимо в воде. К труднорастворимым относятся сульфаты Ba(II), Ca(II), Sr(II), Pb(II).

Образование труднорастворимого белого осадка BaSO4 является аналитической реакцией на сульфат – ион.

SO42- + Ba2+ = BaSO4 (белый кристаллический осадок)

BaSO4 нерастворим в соляной кислоте.

Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называют купоросами. К последним относятся CuSO4·5H2O (медный купорос – голубой цвет), FeSO4·7H2O (железный купорос – зеленый цвет).

Среди солей серной кислоты интересны кристаллогидраты ее двойных солей – квасцы общей формулы Me2+1SO4·Me2(SO4)3·24H2O, где Me+1(Na, K,NH4 и др.), Me+3(Al, Cr, Fe, Co и др.).

Наиболее широко известны: алюмо-калиевые квасцы KAl(SO4)2·12H2O, хромо-калиевые KCr(SO4)2·12H2O, железо-аммониевые (NH4)2·Fe2(SO4)3·24H2O. Применяются квасцы как дубящее средство в кожевенной промышленности, в качестве протравы при крашении тканей, в медицине и т. д.

Функция S (VI ) в окислительно-восстановительных реакциях

Состояние окисления +6 является для серы высшим, и поэтому S+6 функционирует в окислительно-восстановительных реакциях только в качестве окислителя.

Окислительные свойства серы (+6) проявляются только в концентрированной серной кислоте. В разбавленной серной кислоте окислителем является протон Н+. Концентрированная серная кислота является довольно сильным окислителем. Неметаллы (C, S, P) она окисляет до высших оксидов.

S+2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 +2H2O

HBr и HI серная кислота восстанавливает до свободных галогенов

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

2HBr +H2SO4 = Br2 + SO2 +2H2O

Концентрированная серная кислота окисляет многие металлы (кроме золота и платины). Железо концентрированная серная кислота пассивирует и поэтому ее можно транспортировать в стальных баллонах. Продуктами восстановления концентрированной серной кислоты могут быть различные соединения серы. Последовательный ряд восстановления серной кислоты

H2S+6O4→S+2O2→S0→H2S-2

Характер продуктов восстановления будет зависеть от активности металла: чем активнее металл, тем глубже восстановление серы (VI).

5H2SO4конц + 4Mg = 4MgSO4 + H2S+ 4H2O

2H2SO4конц + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4конц = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

При действии разбавленной серной кислоты на металлы продуктом восстановления является Н2 и растворяются в разбавленной серной кислоте только металлы, стоящие в электрохимическом ряду до водорода.

H2SO4разб + Zn = ZnSO4 + H2

3Zn + 4H2SO4разб = S↓ + 3ZnSO4 + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 очень разб = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O

Получение серной кислоты

Сущность промышленного способа получения серной кислоты заключается в окислении диоксида серы SO2 до триоксида серы SO3 и превращением последнего в серную кислоту. Схему получения можно представить в следующем виде:

FeS2 SO2 SO3 H2SO4

Этот процесс осуществляется двумя способами: контактным и нитрозным. В контактном методе получения серной кислоты в качестве катализатора для окисления SO2 используют ванадиевый ангидрид V2O5 с добавлением K2SO4 или PbSO4. В нитрозном способе получения серной кислоты катализатором, ускоряющим окисление SO2 в SO3, служит оксид азота NO.

Применение серной кислоты

Серная кислота является одним из важнейших продуктов основной химической промышленности. Большинство химических соединений получается при прямом или косвенном участии серной кислоты. Широко используется серная кислота в производстве минеральных удобрений.

Она употребляется для получения многих минеральных кислот и солей, используется в органическом синтезе, при производствах взрывчатых веществ, красителей, в текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности.

Пероксосерные кислоты – это кислородные кислоты серы, характеризующиеся наличием пероксо-группы – О-О. Хорошо известны две пероксокислоты серы: пероксомоносерная H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8.

Пероксомоносерная кислота (кислота Каро) H2SO5 является пероксидной формой серной кислоты

H – O – O – S – O – H

H2SO5 относится к числу сильных одноосновных кислот. Подобно пероксиду водорода она неустойчива и является очень сильным окислителем.

2KI + H2SO5 = K2SO4 + I2 + H2O

Получают H2SO5 в качестве окислителя в органическом синтезе. Пероксодисерная кислота H2S2O8 имеет строение

H – O – S – O – O – S – O – H

Она также относится к производным пероксида водорода, является очень сильным окислителем (может окислять Cr+3 → Cr+6, Mn+2 → Mn+7, 2I - → I0)

2KI + H2S2O8 = 2KHSO4 + I2

H2SO5 и H2S2O8 гидролизуются с образованием пероксида водорода и поэтому их используют при промышленном получении растворов Н2О2

H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2

Тиокислоты серы

Тиокислоты представляют собой производные кислородных кислот, в которых часть или все атомы кислорода замещены серой. Соли тиокислот называются тиосолями. Примером тиокислот является тиосерная кислота H2S2O3 представляющая собой производное серной кислоты, в которой один атом кислорода замещен атомом серы. Структурная формула ее имеет вид

Na2SO3S-2 + 4Cl2 + 5H2O = 2H2SO4 + 6HCl + 2NaCl

Na2S2O3 + Cl2 + H2O = S↓ + Na2SO4 + 2HCl.

При взаимодействии тиосульфата со слабыми окислителями (I2, Fe3+ и другие) образуется тетратионат–ион S4O62-. Реакция между тиосульфатом натрия и солями железа (III) используется для обнаружения тиосульфат-ионов. Реакция протекает следующим образом

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

2FeCl3 + 2Na2S2O3 = 2FCl2 + Na2S4O6 + 2NaCl

При протекании этой реакции образуется промежуточное соединение, окрашено в темно-фиолетовый цвет - Cl. Это неустойчивый комплекс Fe3+, который быстро разлагается по реакции внутримолекулярного окисления-восстановления по схеме

2+ = 2Fe2+ + S4O62-

При этом окраска исчезает.

Кроме того, для H2S2O3 характерны реакции, протекающие по механизму внутримолекулярного окисления-восстановления

H2S2O3 = H2+4SO4 + S0

Этим объясняется неустойчивость тиосерной кислоты. Тиосульфат натрия применяется в фотографии (закрепитель), в текстильной промышленности, медицине.