Элементы группы VIA

Кислород

Кислород (лат. Oxygenium) – элемент VIa группы 2 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Первым открывает группу халькогенов – элементов VIa группы.

Газ без цвета, без запаха, составляет 21% воздуха.

Общая характеристика элементов VIa группы

Общее название элементов VIa группы O, S, Se, Te, Po – халькогены. Халькогены (греч. χαλκος – руда + γενος – рождающий) – входят в состав многих минералов. Например, кислород составляет 50% массы земной коры.

От O к Po (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Среди элементов VIa группы O, S, Se – неметаллы. Te, Po – металлы.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 4 :

  • O – 2s 2 2p 4
  • S – 3s 2 3p 4
  • Se – 4s 2 4p 4
  • Te – 5s 2 5p 4
  • Po – 6s 2 6p 4
Основное состояние атома кислорода

У атома кислорода (как и атомы азота, фтора, неона) нет возбужденного состояния, так как отсутствует свободная орбиталь с более высоким энергетическим уровнем, куда могли бы перемещаться валентные электроны.

Атом кислорода имеется два неспаренных электрона, максимальная валентность II.

Природные соединения
  • Воздух – в составе воздуха кислород занимает 21% (это число пригодится в задачах!)
  • В форме различных минералов в земной коре кислорода содержится около 50%
  • В живых организмов кислород входит в состав органических веществ: белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот
Получение

В промышленности кислород получают из сжиженного воздуха. Также активно применяются кислородные установки, мембрана которых устроена как фильтр, отсеивающие кислород (мембранная технология).

В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия (марганцовки) или бертолетовой соли при нагревании. Применяется реакция каталитического разложения пероксида водорода.

На подводных лодках для получения кислорода применяют следующую реакцию:

Химические свойства

Является самым активным неметаллом после фтора, образует бинарные соединения со всеми элементами кроме гелия, неона, аргона. Чаще всего реакции с кислородом экзотермичны (горение), ускоряются при повышении температуры.

    Реакции с неметаллами

Во всех реакциях, кроме взаимодействия со фтором, кислород проявляет себя в качестве окислителя.

2C + O2 = (t) 2CO (неполное окисление – угарный газ, соотношение 2:1)

C + O2 = (t) CO2 (полное окисление – углекислый газ, соотношение 1:1)

F + O2 → OF2 (фторид кислорода, O +2 )

В реакциях кислорода с металлами образуются оксиды, пероксиды и супероксиды. Реакции с активными металлами идут без нагревания.

Известна реакция горения воды во фторе.

Все органические вещества сгорают с образованием углекислого газа и воды.

При применении катализаторов и особых реагентов в органической химии достигают контролируемого окисления: алканы окисляются до спиртов, спирты – до альдегидов, альдегиды – до кислот.

Процесс можно остановить на любой стадии в зависимости от желаемого результата.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

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

Атомы элементов 16(VIa) группы (халькогены)

Элемент O S Se Te Po
Порядковый номер 8 16 34 52 84
Атомная масса (относительная) 15,9994 32,066 78,96 127,6 208,9
Плотность (н.у.), г/см 3 1,42897 2,070 4,79 6,24 9,196
tпл, °C -218,4 112,8 117 450 254
tкип, °C -182,96 444,674 585 990 962
Энергия ионизации, кДж/моль 1313,1 999,6 940,9 869,3 813
Электронная формула [He]2s 2 2p 4 [Ne]3s 2 3p 4 [Ar]3d 10 4s 2 4p 4 [Kr]4d 10 5s 2 5p 4 [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 4
Электроотрицательность (по Поллингу) 3,44 2,58 2,55 2,1 2,0
Читайте также:
Углеводы

Электронные формулы инертных газов:

  • He – 1s 2 ;
  • Ne – 1s 2 2s 2 2p 6 ;
  • Ar – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
  • Kr – [Ar]3d 10 4s 2 4p 6 ;
  • Xe – [Kr]4d 10 5s 2 5p 6 ;


Рис. Строение атома кислорода.


Рис. Строение атома серы.

В 16 группу (VIa группу по старой классификации) периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева входят 5 элементов: кислород, сера, селен, теллур, полоний. Первые три элемента являются неметаллами; теллур проявляет металлические свойства; полоний является металлом.

Элементы, входящие в группу кислорода, еще называют халькогены (“образующие руды”).

Простые вещества, образуемые халькогенами:

  • O2 – кислород, газ без цвета и запаха;
  • S – сера, кристаллы желтого цвета;
  • Se, Te, Po – твердые вещества с металлическим блеском.

У всех халькогенов на внешнем энергетическом уровне находится 6 электронов: 2 (спаренных) на s-подуровне и 4 (два спаренных и два неспаренных) на p-подуровне + свободная орбиталь d-подуровня (исключение составляет кислород, не имеющий d-орбитали, см. Кислород и его соединения).

Наличие свободной d-орбитали значительно расширяет валентные возможности халькогенов.

В невозбужденном состоянии халькогены для завершения своего внешнего энергетического уровня принимают два электрона, проявляя степень окисления -2 (H2S; Na2S).

Переходя в возбужденное состояние (что требует относительно небольших энергозатрат), атом халькогена “перебрасывает” один из спаренных p-электронов на d-подуровень, что дает ему возможность образовывать сразу 4 ковалентные связи, проявляя степень окисления +4 (SO2; H2SO3).

Атомы халькогенов могут “перебрасывать” в возбужденном состоянии сразу два электрона на свободный d-подуровень (1 s-электрон и 1 p-электрон), что дает им возможность образовывать сразу 6 ковалентных связей, проявляя степень окисления +6 (SO3; H2SO4).

Поскольку в невозбужденном состоянии атомы халькогенов имеют 2 неспаренных электрона на p-подуровне, то характерная валентность их равна 2, а для кислорода – это постоянная валентность. Это обстоятельство объясняется отсутствием у кислорода на внешнем энергетическом уровне d-подуровня. Что касается остальных электронов, расположенных на втором энергетическом уровне, для их перехода на следующий энергетический уровень требуется очень много энергии.

У остальных халькогенов спаренные электроны, расположенные на s- и p-орбиталях, могут достаточно легко возбуждаться с переходом на d-подуровни, что приводит к увеличению кол-ва неспаренных электронов, и, соответственно, валентности элементов.

Все халькогены являются окислителями, но не такими сильными, как галогены – атомы халькогенов присоединяют по два электрона в соединениях с водородом и атомами металлов,проявляя отрицательную степень окисления -2:

Окислительная способность халькогенов уменьшается по направлению от кислорода к теллуру.

Халькогенид-ионы являются восстановителями, поскольку могут только отдавать электроны, при этом восстановительная способность увеличивается по направлению от кислорода к теллуру.

Соединения халькогенов с водородом:

  • H2O – вода;
  • H2S – сероводород;
  • H2Se – селеноводород;
  • H2Te – теллуроводород.

Все халькогеноводороды являются газами при н.у., исключение составляет только вода.

При растворении в воде халькогеноводороды образуют следующие кислоты:

  • H2S – сероводородная кислота;
  • H2Se – селеноводородная кислота;
  • H2Te – теллуроводородная кислота.

Кислотные свойства усиливаются от H2S к H2Te.

Кислотным оксидам соответствуют кислоты:

  • H2SO3 и H2SO4 – сернистая и серная кислота;
  • H2SeO3 и H2SeO4 – селенистая и селеновая кислота;
  • H2TeO3 и H2TeO4 – теллуристая и теллуровая кислота.
Читайте также:
Тренировочные задания. Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

Увеличение силы кислот идет снизу-вверх от H2TeO4 к H2SO4.

В кислотных оксидах и в кислотах халькогены проявляют степени окисления +4 и +6.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию :) Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ VIA – ГРУППА КИСЛОРОДА

Изучив содержание главы 19, студенты должны:

  • • положение кислорода и серы в таблице Менделеева, нахождение в природе и практическое применение;
  • • строение атомов, валентность, степени окисления кислорода и серы;
  • • способы получения и свойства простых веществ — кислорода, озона и серы;
  • • основные типы соединений кислорода и серы;
  • • особенности элементов подгруппы селена;
  • • составлять уравнения реакций получения кислорода, озона и серы и реакций, характеризующих химические свойства этих веществ;
  • • проводить сопоставление свойств элементов в группе кислорода;
  • • характеризовать практически важные соединения кислорода и серы;
  • • проводить расчеты по уравнениям реакций, в которых участвуют кислород и сера;

• навыками прогнозирования протекания реакций с участием серы, кислорода и их соединений.

Строение атомов. Распространенность в природе

Элементы группы VIA таблицы Менделеева называют также халько- генами, однако это групповое название употребляется гораздо реже, чем галогены для группы VIIА. Слово “chalkos” в переводе с греческого означает “медь”. Следовательно, наиболее точным переводом названия было бы “порождающие медь”. Медь в природных рудах обычно бывает связана с серой или кислородом, и отсюда проясняется связь названия целой группы неметаллов с медью. Группу составляют пять элементов — кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро (табл. 19.1).

Таблица 19.1

Характеристика элементов группы VIA

Радиус г атома (ковалентный), пм

Содержание в земной коре (о, %

Содержание в организме человека 5 •

Окончание табл. 19.1

Тип структуры про-

Их распространенность в природе, хозяйственное и биологическое значение весьма неравноценны. Особенно велико значение кислорода. Возможно, что кислород является наиболее часто упоминаемым химическим элементом и веществом наряду с водой.

Кислород — самый распространенный элемент в земной коре и биосфере (см. табл. 19.1). Он одинаково важен для человека и в виде простого вещества 02, и во множестве неорганических и органических соединений (вода, углекислый газ, белки, углеводы и т.д.). Сера содержится в земной коре в меньшем количестве, но и она находит очень широкое применение, является биогенным макроэлементом. Сера известна с глубокой древности, встречается в природе в виде простого вещества, и химикам не пришлось ее открывать. Существование кислорода как газообразного вещества не было столь очевидно. Он был открыт в XVIII в. почти одновременно Д. Пристли, К. Шееле и А. Лавуазье. Остальные три элемента группы выделяют в подгруппу селена. Селен открыт в 1817 г. Й. Берцелиусом, а теллур — в 1782 г. Г. Мюллером (Австрия). С последнего элемента группы полония начинается непрерывный ряд тяжелых радиоактивных элементов. В земной коре изотоп полония ^Ро (Г,^2 = 138 сут) существует только как промежуточный продукт распада изотопа урана 2 i$U. Открыт полоний в 1898 г. М. Склодовской-Кюри. Высокая радиоактивность полония затрудняет его химическое изучение. Опасность этого элемента усиливается тем, что он легко восстанавливается в летучее водородное соединение РоН2. Поэтому радиоактивное вещество из раствора может попадать в воздух.

Читайте также:
Элементы группы IA

Рассматриваемые элементы имеют четные порядковые номера, с чем связано наличие у каждого из них по нескольку стабильных изотопов. Естественно, что это не относится к полонию.

Элементы группы VIA имеют во внешнем энергетическом уровне на один электрон меньше, чем стоящие справа от них галогены. Этим обусловлено понижение электроотрицательности и неметаллического характера элементов. Начиная с селена элементы группы проявляют усиливающиеся признаки металличности. Теллур можно считать полуметаллом, а полоний следует рассматривать как металл.

На внешних /7-орбиталях элементы группы VIA имеют по два неспаренных электрона:

Электронные формулы атомов двух первых элементов группы (кислорода и серы) и элементов подгруппы селена различаются наличием у последних 18-электронной предвнешней оболочки:

О, 8 – [благородный газ] тРпр*; 5е, Те – [благородный газ] (п-)(1 К) т 2 пр*.

Напишем электронные формулы серы и селена:

Эго различие в электронной структуре отражается на ходе изменения свойств атомов в группе. Так, из-за появления 10 электронов на 3 “/-подуровне у селена различие в радиусах атомов между серой и селеном значительно меньше, чем между серой и кислородом (см. табл. 19.1). Следствием этого является большее сходство химических свойств между серой и селеном, чем между серой и кислородом.

Для всех элементов группы ТА характерно двухвалентное состояние. В изученных разделах нам встречались такие вещества, как вода, сероводород, углекислый газ, хлорид серы(И):

Валентность кислорода не может повышаться, так как у него нет свободных орбиталей, достаточно близких по энергии к подуровню 2р. В этом отношении свойства кислорода совпадают со свойствами фтора. Сера и все остальные элементы группы VIA имеют свободные “/-орбитали на внешнем уровне, и в возбужденных состояниях становятся четырех- и шестивалентными. Состояния повышенной валентности стабилизируются только в соединениях с кислородом, фтором и хлором. В соединениях со всеми другими элементами сера, селен и теллур бывают только двухвалентными.

1.2.4 Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева и особенностями строения их атомов

Видеоурок: Свойства неметаллов

Лекция: Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева и особенностями строения их атомов

Общая характеристика неметаллов

Неметаллов (нМ) в Периодической системе 22. В основном располагаются в правом верхнем углу таблицы:

Выделим их из Периодической таблицы:

Рассмотрим общие характерные черты нМ:

  • Небольшой радиус атома,
  • Большое количество электронов не внешнем энергетическом уровне (от 4 до 8, искл.: Н – 1е, Не – 2е, В – 3е). Чем выше заряд ядра, тем больше электронов содержится на последнем слое.
  • Высокая электроотрицательность, близка к 3-4. Чем выше и правее находится нМ, тем выше способность его атома притягивать к себе электроны других атомов.
  • В химических реакциях, больше проявляют себя как окислители. Сильные окислители F, O, Cl, а H, В, C, Si, P, As, Te больше окислители, чем восстановители. Окислительно-восстановительными свойствами обладают N, S, I.
  • Среди нМ есть газообразные (H2, O2, N2, Cl2, F2), жидкие (Br2) и твердые вещества (к примеру, S8, P4, I2).
  • Могут иметь разнообразную окраску: хлор желто–зеленого цвета, бром красно-бурый, фосфор бывает белым и красным, сера жёлтого цвета. Так же неметаллы могут быть и бесцветные: кислород, азот, водород.
  • У нМ отсутствуют такие свойства, как ковкость, пластичность. Они не способны проводить электрический ток, тепло.
Читайте также:
Тренировочные задания. Качественные реакции на неорганические вещества и ионы. Качественные реакции органических соединений

Теперь рассмотрим характеристику элементов IVA – VIIA групп.

Характеристика неметаллов IVA группы

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 2 (2 неспаренных электрона)

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 1 2p 3 (4 неспаренных электрона)

Типы гибридизации *

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

* Гибридизация – смешение орбиталей разных форм и образование одинаковых (подробнее о гибридизации вы узнаете из следующего урока)

** Химические элементы VIIА группы

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 3

в возбужденном состоянии быть не может, так как на энергетическом уровне нет d-подуровня

Типы гибридизации

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 4p 3 4d 1

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 4

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 (IV валентность); 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (VI валентность)

Типы гибридизации

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 4d 1

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 4

в возбужденном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 1 5p 5

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 3

в возбужденном состоянии, как и в основном 1s 2 2s 2 2p 3

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

в возбужденном состоянии:

первом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 1

втором: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 2

третьем: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3

Типы гибридизации

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

в возбужденном состоянии:

первом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 4d 1

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Читайте также:
Углеводороды

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5

в возбужденном состоянии:

первом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 4d 1 5s 1 5p 6

Степень окисления

Валентные возможности

Взаимодействие с элементами

Расположение в Периодической таблице

Особенности строения атома

Электронная конфигурация

в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 5

ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ VIA

Относительная атомная масса

Электронная конфигурация атомов

Основные степени окисления в соединениях

Агрегатное состояние (при ст. усл.)

Плотность, г/см 3 (при 293 )

Температура плавления, t o пл, о С

Температура кипения, t o кип, о С

  • * Значение приведено в г/дм 3
  • 1. Общая характеристика элементов. Строение атомов и проявляемые степени окисления. Валентность халькогенов. Изменение атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду кислород-полоний. Характер химических связей с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний халькогенов. Особенности кислорода.
  • 2. Строение и физические свойства простых веществ. Аллотропия кислорода. Кислород и озон, их физические свойства. Трактовка химической связи в молекуле кислорода по методам ВС и МО. Парамагнетизм кислорода. Строение молекулы озона. Полиморфизм серы. Физические свойства серы. Строение простых веществ селена, теллура, полония и их физические свойства. Изменение температур плавления и кипения простых веществ в ряду O – Po.
  • 3. Химические свойства простых веществ.Причины высокой реакционной способности кислорода. Взаимодействие кислорода с металлами, неметаллами, сложными веществами. Оксиды и пероксиды. Сравнение химической активности кислорода и озона. Химические свойства серы: взаимодействие с металлами и неметаллами, водой, щелочами, кислотами. Химические свойства простых веществ селена и теллура. Металлический характер полония.
  • 4. Получение простых веществ. Способы получения кислорода в лабораторных условиях. Основы промышленного метода получения кислорода из воздуха. Получение озона.

Природные соединения серы и селена. Самородная сера. Промышленные способы получения серы из природного сырья. Получение селена, теллура и полония.

  • 5. Биологическая роль халькогенов. Роль кислорода в процессах жизнедеятельности. Значение фотохимической реакции образования озона в верхних слоях атмосферы для сохранения жизни на Земле. Биологическая роль соединений серы, селена и теллура. Канцерогенность полония.
  • 6. Водородные соединения халькогенов. Строение молекул: характер химической связи, полярность молекул. Изменение агрегатного состояния, температур плавления и кипения, термической устойчивости, кислотных и восстановительных свойств в ряду H2O – PoH2. Водородные связи между молекулами воды. Ассоциация молекул воды. Структура жидкой воды и льда. Физические и химические свойства воды. Аномалии воды. Вода как растворитель. Вода в природе и её роль в процессах жизнедеятельности. Сероводород, его физические и химические свойства. Сероводородная кислота. Получение сероводорода в лаборатории и в промышленности. Сульфиды и гидросульфиды. Сравнительная характеристика химических свойств селено- и теллуроводорода, их получение. Токсичность серо-, селено- и теллуроводорода. Понятие о полисульфанах.
  • 7. Пероксид водорода. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорда. Кислотные свойства. Ферментативное разложение. Получение в промышленности. Использование пероксида водорода, его биологическая роль.
  • 8. Халькогениды. Средние и кислые халькогениды. Характер химической связи, строение. Растворимость халькогенидов в воде и их гидролизуемость. Изменение восстановительных свойств в ряду сульфиды – теллуриды. Получение халькогенидов. Понятие о полисульфидах.
  • 9. Кислородные соединения халькогенов. Оксиды серы. Строение молекулы и физические свойства оксида SO2. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Сернистая кислота и её соли. Получение и применение SO2. Строение молекулярной и немолекулярных форм оксида серы (VI) и их физические свойства. Кислотные и окислительные свойства. Получение в лаборатории и в промышленности. Применение. Сравнительная характеристика оксидов селена и теллура.
  • 10. Кислородсодержащие кислоты и их соли. Сернистая кислота. Строение молекулы и её устойчивость. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Сульфиты и гидросульфиты. Строение анионов сернистой кислоты. Селенистая и теллуристая кислоты, их полимерное строение. Устойчивость, кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Селениты и теллуриты. Строение селенит- и теллурит-анионов.
Читайте также:
Спирты и фенолы

Серная кислота. Строение её молекулы и аниона. Физические свойства. Меры предосторожности при работе с концентрированной серной кислотой. Зависимость химических свойств серной кислоты от её концентрации. Химические свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты. Реакции с металлами и неметаллами. Термическая устойчивость. Промышленные способы производства серной кислоты – контактный и нитрозный. Олеум. Применение серной кислоты. Сульфаты и гидросульфаты. Купоросы и квасцы.

Сравнительная характеристика селеновой и теллуровой кислот. Их термическая устойчивость, кислотные и окислительные свойства. Получение. Селенаты и теллураты.

Полисерные кислоты. Дисерная (пиросерная) кислота, её строение, химические свойства. Получение. Дисульфаты, их получение и применение.

Пероксосерные кислоты. Пероксомоносерная и пероксодисерная кислоты, строение их молекул. Химические свойства пероксодисерной кислоты и её получение. Пероксодисульфаты, их свойства и получение.

Тиосерная кислота, строение её молекулы и аниона, устойчивость. Тиосульфаты, их химические свойства, получение и применение.

Взаимосвязь важнейших соединений серы

  • 1) S + O2 > SO2;
  • 2) SO2 + H2S > S + H2O;
  • 3) SO2 + O2 – SO3;
  • 4) SO3 SO2 + O2;
  • 5) SO2 + KMnO4 +H2O > H2SO4 + MnSO4 + K2SO4;
  • 6) H2SO4(конц.) + Сu SO2 + CuSO4 + H2O;
  • 7) SO2 + H2O(охл.) – H2SO3;
  • 8) H2SO3 SO2 + H2O;
  • 9) H2SO3 + H2O2 > H2SO4 + H2O;
  • 10) H2SO4(разб.) + Na2SO3(охл. р-р) > H2SO3 + Na2SO4;
  • 11) S + HNO3(конц.) H2SO4 + NO2 + H2O;
  • 12) S + H2 H2S;
  • 13) H2S S + H2;
  • 14) H2S + HNO3(конц.) H2SO4 + NO2 + H2O;
  • 15) H2SO4 + Na2S > H2S + Na2SO4;
  • 16) SO3 + H2O > H2SO4;
  • 17) H2SO4(конц.) + P2O5 SO3^ + HPO3;
  • 18) SO3 + H2SO4(конц.) > H2S2O7;
  • 19) H2S2O7 + P2O5 SO3^ + HPO3;
  • 20) См. № 18;
  • 21) H2S2O7 + H2O > H2SO4;
  • 22) H2S2O7 + Na2CO3 > Na2S2O7 + CO2 + H2O;
  • 23) Na2S2O7 + NaOH > Na2SO4 + H2O;
  • 24) Na2SO4 + SO3 > Na2S2O7;
  • 25) Na2SO4 + P2O5 SO3^ + NaPO3;
  • 26) SO3 + NaOH > Na2SO4 + H2O;
  • 27) Na2SO4 + C > Na2S + CO;
  • 28) Na2S + O2 Na2SO4;
  • 29) Na2SO3 Na2SO4 + Na2S;
  • 30) Na2SO3 + H2SO4(конц.) > NaHSO4 + SO2 + H2O;
  • 31) SO2 + NaOH > Na2SO3 + H2O;
  • 32) Cм. № 29;
  • 33) Na2SO3 + S Na2S2O3;
  • 34) Na2S2O3 + Cl2 + H2O > Na2SO4 + H2SO4 + HCl;
  • 35) Na2S + I2 > S + NaI;
  • 36) S + NaOH > Na2S + Na2SO3 + H2O;
  • 37) Na2S2O3 + I2 > Na2S4O6 + NaI;
  • 38) H2SO4 (50-% p-p) H2S2O8 + H2^;
  • 39) H2S2O8 + H2O H2SO4 + H2O2;
  • 40) H2S2O8 + NaOH > Na2S2O8 + H2O;
  • 41) Na2S2O8 + NaI > Na2SO4 + I2;
  • 42) См. № 36.
  • 43) Na2SO3 + Na2S + HCl > S + NaCl + H2O;

Элементы VIA-группы

Элементы кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро составляют VIA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Групповое название этих элементов – халькогены, хотя кислород часто рассматривают отдельно. Валентный уровень атомов отвеча­ет электронной формуле ns 2 np 4 . Кислород – второй по электроот­рицательности элемент (после наиболее электроотрицательного фтора). Его устойчивая степень окисления –2; положительная сте­пень окисления у кислорода проявляется только в его соединениях с фтором. Остальные элементы VIA-группы (кроме Ро) проявляют в соедине­ниях степени окисления –2, +4 и +6, причем для серы устойчива степень окисления +6, а для остальных элементов – (+4). Степень окисления полония в соединениях +2. Судя по значениям электроотрицательности, О и S – неметаллы, Se, Те и Ро – амфотерные элементы с преобладанием неметаллических (Se, Те) или металлических свойств (Ро).

Читайте также:
Анализ отдельных заданий высокого уровня сложности (часть 2)

Термическая устойчивость водородных соединений элементов VIA-группы в ряду Н2О – H2S – H2Se – Н2Те падает; восстанови­тельные свойства этих соединений возрастают. В водном растворе сероводород, селеноводород и теллуроводород – слабые двухоснов­ные кислоты.

Восстановительные свойства кислородных соединений серы, се­лена и теллура в степени окисления +4 понижаются с ростом по­рядкового номера элемента (например, SO2 – более сильный вос­становитель, чем SеО2). В качестве гидроксидов кислотным окси­дам ЭО2 отвечают SO2 · nН2О, Н2SеО3 и Н2ТеО3, которые в водном растворе являются слабыми кислотами.

Кислородные соединения серы, селена и теллура в степени окис­ления +6 ЭО3 и отвечающие им кислоты Н2SO4, H2SeO4 и H6TeO6 проявляют окислительные свойства, причем самые силь­ные окислители – соединения селена.

Простые вещества элементов VIA-группы (кроме Ро) не реаги­руют с водой и кислотами-неокислителями при обычных услови­ях. Полоний легко переводится в раствор кислотами-неокислителями.. При высоких температурах сера подвергается диспропорционированию в ат­мосфере водяного пара, переходя в Н2S и SO2, а теллур в тех же условиях выделяет водород из воды и окисляется до ТеО2. В ще­лочной среде сера, селен и теллур также подвергаются диспропорционированию, при­обретая степени окисления –2 и +4. Например, сера переходит в сульфид- и сульфит-ионы; этот процесс осложняется взаимодействием серы с этими продуктами, в результате чего в растворе по­являются полисульфидные Sn 2– и тиосульфатные S2O3 2– ионы.

Кислород известен в двух аллотропных формах: дикислород О2 и трикислород (озон) О3. Озон – очень сильный окислитель. Анионные производные озона – озониды MO3 мгновенно разлага­ются водой до МОН и О2. Водородные соединения кислорода – это вода Н2О и пероксид водорода Н2О2. В молекуле пероксида водорода имеется ковалентная связь О–О, а степень окисления кислорода равна –1.

Вода является слабым электролитом, лишь в незначительной мере диссоциирующим с образованием гидроксид-ионов ОН – и катионов гидроксония H3O + . Многие аномальные физико-химические свойства воды и льда обусловлены образованием водородных связей. По химическим свойствам вода – довольно активное вещество. В определенных условиях она реагирует со многими металлами и некоторыми неметаллами, способствует протеканию огромного числа обмен­ных и окислительно-восстановительных реакций между други­ми веществами (химия водных растворов). С основными и кис­лотными оксидами вода образует соответствующие гидроксиды, со многими безводными солями – кристаллогидраты и аквакомплексы.

Жидкий пероксид водорода малоустойчив. Он заметно разлагается на кислород и воду даже при комнатной температуре, а в при­сутствии катализатора (например, МnО2) эта реакция протекает необратимо. В водной среде пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства. Благодаря промежуточной степени окисления атома кислорода (–1), в водном растворе пероксид водоро­да проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства, причем окислительные свойства Н2О2 выражены сильнее, чем восстановительные. Пероксидную группу содер­жат некоторые кислоты и их соли (например, пероксомоносерная кислота Н232), пероксодисерная кислота H2S2O6(O2) и др.). Все пероксосоединения в растворе и в расплаве – сильные окисли­тели. Пероксид водорода в промышленности получают при анод­ном окислении гидросульфатов и последующем разложении пероксодисерной кислоты.

Сера имеет ряд аллотропных модификаций (например, ромби­ческая и моноклинная сера, содержащие молекулы S8); при быст­ром охлаждении расплава образуется пластическая сера с полимер­ными молекулами Sх. Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой химической активностью. Она реагирует при нагревании с галогенами, кислородом, углеродом и другими неметаллами, а также с металлами. Концентрированная азотная кислота окисляет серу до серной кислоты.

Читайте также:
Окислительно-восстановительные реакции

Водородные соединения серы – сульфаны состава H2Sn (n = 1…8), молекулы которых (как и полисульфидные ионы Sn 2– ) содержат цепи –S–S–… Исключением является только молекула сероводорода H2S. Сероводород растворим в воде (сероводородная вода). Максимальная концентрация H2S в водном растворе составляет 0,1 моль/л. Растворы Н2S представляют собой слабую двухосновную кислоту (рН 7. Большинство сульфидов тяжелых металлов практически нерастворимы в воде. Сероводород и сульфиды содержат атомы серы в низшей степени окисления –2, поэтому являются сильными восстановителями. Сильные окислители могут окислять серу (–2) не только до свободной серы, но также до серы (+4) и серы (+6). В промышленности сероводород получают прямым синтезом из водорода и серы, а в лаборатории – гидролизом ковалентных сульфидов или реакциями сульфидов с сильными кислотами-не-окислителями.

Диоксид серы (оксид серы(IV)) SO2 является промежуточным продуктом в про­изводстве серной кислоты. Все сульфидные минералы перед получением из них соответствующих металлов подвергают обжигу, при этом сульфидная сера превращается в диоксид серы. В лабо­ратории SO2 получают обработкой твердых сульфитов концент­рированной серной кислотой. Растворение диоксида серы сопро­вождается его гидратацией и последующей диссоциации полигидрата. Взаимодействие диоксида серы со щелочами приводит к образованию средних и кислых солей – сульфитов и гидросуль­фитов. Сульфиты щелочных металлов и аммония хорошо раство­римы в воде, сульфиты остальных металлов малорастворимы. Вследствие гидролиза растворы сульфитов имеют рН > 7, тогда как ра­створы гидросульфитов – рН 2– проявляются, например, в реакциях с сероводородом, приводящих к выделению серы. Окисление SО2 до SO3 в промышленных усло­виях ведут в присутствии катализатора (этап технологического процесса получения серной кислоты).

Серная кислота в разбавленном растворе практически полнос­тью подвергается диссоциации как сильная двухосновная кислота. Растворы сульфатов нейтральны, а гидросульфатов – имеют кислую реакцию среды (вследствие диссоциации ионов НSО4 – ). Сульфат-ион SO4 2– симметричен ( 3 -гибри-дизация атомных орбиталей серы, тетраэдрическая форма), в нейтральных и щелочных растворах не проявляет окис­лительных свойств. В разбавленной серной кислоте окислителем является не SO4 2– , а катионы водорода Н + (точнее – гидроксония Н3О + ). В концентрированной сер­ной кислоте симметрия молекул H2SO4 заметно искажена, и сер­ная кислота проявляет окислительные свойства. В зависимости от силы восстановителя в качестве продуктов реакции могут образо­ваться SO2, S или H2S.

Взаимодействие SO3 с H2SO4 с образованием дисерной кислоты H2S2O7 лежит в основе получения «олеума». Избыточный триоксид серы обеспечивает безводность олеума и тем самым позво­ляет перевозить его и хранить в металлических емкостях, посколь­ку безводная серная кислота пассивирует железо и алюминий. При частичной или полной замене атомов кислорода на атомы серы в анионах кислородсодержащих кислот образуются тиосоединения, например, Na3PO3S – тиоортофосфат натрия. На практике часто используется соль тиосерной кислоты – тиосульфат натрия Na2SO3S. При подкислении раствора Na2SO3S связь S–S разрыва­ется гетеролитически (общая пара электронов переходит к цент­ральному атому серы), в результате образуются SO2 и S. В присутствии силь­ных окислителей (хлорная вода) тиосульфат-ион окисляется до сульфат-иона. Слабые окислители (например, иод) переводят SO3S – в тетратионат S4O6 2– . Известны политионовые кислоты Н2SnO6, содержащие цепочку из четырех-шести атомов серы. Эти кислоты являются сильными восстановителями, хотя их соли (политионаты) довольно устойчивы.

Читайте также:
ЕГЭ по химии 2017. Задание №34

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Химия элементов VIA группы

VIA группу образуют четыре неметалла: кислород, сера селен, теллур, называемые халькогенами , и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA группы имеют электронную формулу ns2np4. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.

Химия кислорода и его соединений

Кислород – самый распространенный элемент, на его долю приходится 47,2% по массе литосферы и атмосферы вместе взятых. Кислород взаимодействует с большинством химических элементов. Белки, жиры и углеводы являются органическими кислородосодержащими веществами. Как животные, так и растения при дыхании поглощают атмосферный кислород. Теплокровные животные погибают без кислорода в течении нескольких минут. С участием кислорода идет минерализация растительных или животных остатков в почве до NH3, CO2 и H2O. Без аэрации почва не может быть плодородной.

Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха. В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия или разложением хлората калия – бертолетовой соли:

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

2KClO3 2KCl + 3O2

Известны две аллотропические модификации кислорода: кислород О2 и озон О3. Озон может быть получен из кислорода под действием электрического разряда или ультрафиолетового излучения:

3О2 2О3

Озон – сильный окислитель. его активность обусловлена распадом его молекул с образованием атомарного кислорода, который более активен, чем молекулярный кислород:

Молекулярный кислород (степень окисления равна нулю) является активным окислителем. Кислород в низшей степени окисления -2 ( в оксидах , в воде) окислителем быть не может. В промежуточной степени окисления -1, например, в пероксиде водорода, кислород может иметь как окислительные, так и восстановительные свойства. С сильными окислителями пероксид водорода проявляет восстановительные свойства, окисляясь до кислорода О2.

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 ® 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

С сильными восстановителями пероксид водорода проявляет окислительные свойства. Кислород при этом восстанавливается до степени окисления -2.

2KI + H2SO4 + H2O2 ® I2 + K2SO4 + 2H2O

Пероксид водорода может быть получен действием кислот на пероксиды металлов:

BaO2 + H2SO4 ® BaSO4 + H2O2

Окислительная активность пероксида водорода, обуславливающая его обеззараживающие свойства, связана с образованием в момент выделения атомарного кислорода:

Химия серы и ее соединений

В природе сера встречается в самородном состоянии и в виде минералов, таких как пирит FeS2, мирабилит Na2SO4×10H2O, гипс CaSO4×2H2O, и др. Сера входит в состав белков растений и животных. При разложении (гниении) мяса, рыбы, яиц выделяется сероводород H2S, имеющий неприятный запах. Соединения, содержащие серу, обуславливают горький вкус лука, чеснока, хрена. Элементарная сера не токсична для человека, но имеет фунгицидные свойства. В промышленности серу получают очисткой, перегонкой самородной серы или при разложении пирита:

Чистая сера – хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько аллотропических модификаций: ромбоэдрическую, призматическую, пластическую. Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S8. В расплаве серы существуют молекулы S8, S6, в парах серы – молекулы S6, S4, S2. Сера является типичным неметаллом. Она реагирует с металлами, проявляя окислительные свойства:

Реагируя с более активными неметаллами сера проявляет восстановительные свойства, например, сера горит:

Читайте также:
Гидролиз солей

В низшей степени окисления -2 сера образует соединения с водородом – сероводород H2S и с металлами – сульфид натрия Na2S и др.

Сероводород – бесцветный газ с неприятным запахом. В водных растворах (с концентрацией менее 0,1М) ведет себя как слабая двухосновная кислота:

H2S H+ + HS- K1 = 6×10-8

HS- H+ + S2- K2 = 1×10-15

Сероводород имеет восстановительные свойства. На воздухе горит, окисляясь до оксида серы (IV):

2H2S + 3O2 ® 2SO2 + 2H2O

При недостатке кислорода H2S окисляется до свободной серы:

2H2S + O2 ® 2S + 2H2O

Многие окислители (перманганат калия, дихромат калия, хлор, азотная кислота и др.) окисляют сероводород до свободной серы:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2S ® 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O

Cульфиды тяжелых металлов малорастворимы в воде и имеют характерные окраски: ZnS – белый, MnS – розовый, CdS – желтый, Sb2S3 – оранжевый, SnS – коричневый, CuS – черный.

В степени окисления +4 сера образует оксид SO2, сернистую кислоту H2SO3, и соответствующие ей соли – сульфиты, например сульфит натрия Na2SO3. Оксид серы (IV) SO2 (сернистый газ) получают в промышленности при горении серы и обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

В лаборатории SO2 получают действием соляной кислоты на сульфит натрия:

Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2O + SO2

При растворении SO2 в воде образуется слабая двухосновная сернистая кислота H2SO3:

SO2 + H2O ® H2SO3

H2SO3 H+ + HSO3- K1 = 2×10-2

HSO3- H+ + SO32- K2 = 6×10-8

Соединения серы в этой промежуточной степени окисления могут иметь как окислительные, так и восстановительные свойства:

H2SO3 + 2H2S ® 3S + 3H2O

H2SO3 + Cl2 + H2O ® H2SO4 + 2HCl

При окислении оксида серы (IV) кислородом в присутствии катализатора (Pt, V2O5 или NO) образуется оксид серы (VI) SO3. Растворение SO3 в воде приводит к образованию серной кислоты H2SO4.

SO3 + H2O ® H2SO4

Серная кислота – тяжелая, бесцветная, маслянистая жидкость. Концентрированная 98% H2SO4 имеет плотность 1,84 г/см3. 100% H2SO4 называется моногидрат. Раствор серного ангидрида SO3 в моногидрате называется олеум H2SO4×SO3 = H2S2O7. Серная кислота сильная двухосновная кислота, образующая средние соли – сульфаты (Na2SO4) и кислые соли – гидросульфаты (NaHSO4). Серная кислота энергично реагирует с водой, образуя гидраты. Она поглощает пары воды из воздуха, отнимает воду от углеводов (сахара, клетчатки) обугливая их:

H2SO4 (конц.) + H2O ® H2SO4×H2O + Q

При разбавлении концентрированной серной кислоты нельзя наливать воду в кислоту, можно осторожно наливать кислоту в воду.

Серная кислота является окислителем. Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, образует соли и вытесняет водород.

Fe + H2SO4 (разб.) ® FeSO4 + H2

Концентрированная кислота реагирует с большинством металлов (кроме Pt и Au) с образованием солей и выделением продуктов восстановления S+6: оксида серы (IV) – с тяжелыми металлами, серы – с активными металлами, сероводорода – с щелочными и щелочноземельными металлами. Концентрированная серная кислота на холоду пассивирует железо, алюминий и хром.

Сu + 2H2SO4 (конц.) ® СuSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 (конц.) ® 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Сa + 5H2SO4 (конц.) ® 4СaSO4 + H2S + 4H2O

Концентрированная серная кислота окисляет и некоторые неметаллы:

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: