P-элементы в химии. Р - элементы. Элементы iii a группы. Бор. Алюминий

• Название: Элементы iii a группы. Бор. Алюминий
• Анкор: P-элементы в химии
• Дата: 25.10.2021
• Размер: 78.82 Kb.
• Имя файла: Р - элементы.docx
• Тип: Документы; #255765
• страница: 3 из 4

Сера

Сера в соединениях проявляет все степени окисления от -2 до +6, наиболее устойчивыми являются : -2, +4, +6.Поэтому в химических реакциях по отношению к различным веществам сера проявляет свойства как восстановителя, так и свойства окислителя.

Свойства серы

1. Окислительные свойства серы: S⁰ + 2e → S^-2.

а) отношение к металлам: Zn + S = ZnS (t⁰);

б) отношение к водороду: H₂ + S = H₂S (t⁰);

2. Восстановительные свойства серы: S⁰ – 4e → S⁺⁴; S⁰ - 6e → S⁺⁶.

а) отношение к кислороду: S + O₂ = SO₂ (t⁰);

б) отношение к галогенам: S +3F₂ = SF₆ (t=20⁰), S + 2Cl₂ = SCl₄;

в) отношение к сложным веществам: кислоты- окислители окисляют серу:

S + 6HNO₃(конц) = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O;

при взаимодействии со щелочами происходит реакция диспропорционирования:

S^-2 ← 2e + S⁰ - 4e → S⁺⁴ ,

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O (t⁰).

Свойства соединений серы.

Соединения серы со степенью окисления -2.

Сероводород H₂S. Сероводород – газ без цвета, с неприятным запахом тухлых яиц, ядовит. При 25⁰С и 101,3кПа его насыщенный раствор в воде является 0,1М. Водный раствор H₂S – очень слабая двухосновная кислота:

H₂S ↔ H⁺ + HS^- (K _д= 1*10^-7), HS^- ↔ H⁺ + S^2- (K _д= 1*10^-13).

Средние соли сероводородной кислоты – сульфиды по растворимости делят на три группы:

- растворимые в воде – сульфиды щелочных металлов и сульфид аммония;

- малорастворимые в воде, но растворимые в соляной кислоте – сульфиды цинка, марганца, железа (II), никеля (II) и др.

- малорастворимые в воде и соляной кислоте – сульфиды меди, серебра, ртути, мышьяка(III), висмута и др. Различную растворимость, а также различную окраску сульфидов используют в аналитической химии.

Растворимые в воде сульфиды гидролизуются по первой ступени:

Na₂S +HOH ↔ NaHS + NaOH; S^-2 + HOH = HS^- + OH^-,

а соли образованные слабыми малорастворимыми основаниями гидролизуются необратимо: Al₂S₃ + 6H₂O = Al(OH)₃↓ + H₂S↑.

Кислородсодержащие соединения серы

В кислородсодержащих соединениях сера имеет положительные степени окисления.

Соединения серы со степенью окисления +4.

Оксид серы(IV) – SO₂(сернистый газ или сернистый ангидрид). SO₂ – газ без цвета ,с резким запахом. Может быть получен при горении серы в кислороде:

S+ O₂ = SO₂;

при обжиге сульфидов:

4FeS₂ + 11O₂ = 8SO₂↑ + 2Fe₂O₃,

при взаимодействии сульфитов с кислотой: Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂↑ + 2NaCl + H₂O,

при взаимодействии концентрированной серной кислоты с восстановителями:

Сu + H₂SO₄(конц.) + H₂SO₄(среда) = SO₂↑ + CuSO₄ + 2H₂O,

S + 2H₂SO₄(конц.) = 3SO₂↑ + 2H₂O.

Оксид серы(IV) – кислотный оксид, его раствор в воде имеет кислую реакцию:

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃ .

Сернистая ислота – H₂SO₃существует только в растворах, кислота средней силы: H₂SO₃ ↔ HSO₃^- + H⁺;

HSO₃^- ↔ SO₃^2- + H⁺.

Солисернистой кислоты: средние – сульфиты Me₂(SO₃)n , кислые – гидросульфиты Me(HSO₃)n.

Все соединения серы со степенью окисления +4 проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства:

а) восстановительные свойства – S⁺⁴ – 2e → S⁺⁶

SO₂ + PbO₂ = PbSO₄; 3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄= 3Na₂SO₄ +K₂SO₄ +Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O

б) окислительные свойства – S⁺⁴ + 4e → S⁰

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O; Na₂SO₃ + 4KI + 3H₂SO₄ = S + Na₂SO₄ + 2I₂ + 2K₂SO₄ + 3H₂O .

Соединения серы со степенью окисления +6

Оксид серы (VI) – SO₃ (серный ангидрид) получается при каталитическом окислении SO₂:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ (катализатор Pt или V₂O₅).

При взаимодействии с водой образует серную кислоту H₂SO₄

SO₃ + H₂O = H₂SO₄; ΔH = -84кДж.

Серная кислота – H₂SO₄ –сильная, двухосновная кислота. В промышленности полученный SO₃ направляют для поглощения не в воду, а в концентрированную серную кислоту. Раствор SO₃ в H₂SO₄ имеет техническое название олеум, что подчеркивает его большую вязкость.

Работа с серной кислотой требует большой осторожности, т.к. ее попадание на кожу приводит к тяжелым ожогам. Для приготовления раствора H₂SO₄ ее следует осторожно приливать к воде при постоянном перемешивании. Нельзя приливать воду к концентрированной серной кислоте – происходит бурное вскипание жидкости, сопровождаемое разбрызгиванием.

H₂SO_4(конц.) – сильный окислитель. Безводная серная кислота с железом и алюминием не взаимодействует (она их «пассивирует»), поэтому ее транспортируют в железной таре.

Сильные восстановители, например KI, металлы высокой активности (Na, Са, Zn и т.д) восстанавливают H₂SO₄ (конц.) до серы или даже до сероводорода:

Me + H₂SO₄(конц.) → S + соль + Н₂О;

Ме + H₂SO₄(конц.) → H₂S + соль + Н₂О.

Металлы малой активности (Cu, Hg, Ag) и неметаллы восстанавливают концентрированную H₂SO₄ до SO₂:

Me + H₂SO₄(конц.) → SO₂↑ + соль + Н₂О;

С + H₂SO₄(конц.) = CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O.

В разбавленной серной кислоте окислителем является ион водорода Н⁺. При взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода он восстанавливается до молекулярного водорода Н₂:

Zn + H₂SO₄(разб.) = ZnSO₄ + H₂↑;

2Al + 3H₂SO₄(разб.) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑.

Серная кислота очень гигроскопична, что объясняется образованием ей химических соединений с водой – гидратов. Гигроскопичность и окислительные свойства H₂SO₄ приводят к обугливанию углеводов (сахара, целлюлозы) при взаимодействии с концентрированной серной кислотой.

Соли серной кислоты. Средние соли – сульфаты, образованные сильными основаниями, не подвергаются гидролизу; соли слабых оснований гидролизуются, их водный раствор является сильно кислым. Сульфаты щелочных металлов и сульфат аммония хорошо растворимы в воде, сульфаты щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) – кристаллические вещества малорастворимые в воде. От Са → Ва растворимость понижается.

Другие кислородсодержащие соединения серы

1. Пиросерная кислота – H₂S₂O₇. Это сильная кислота. Получается при насыщении концентрированной серной кислоты H₂SO₄ избыточным количеством SO₃.При разбавлении H₂S₂O₇ водой получается серная кислота нужной концентрации:

H₂S₂O₇ + H₂O = 2H₂SO₄.

2. При нагревании растворов сульфитов с порошкообразной серой образуются тиосульфаты – соли тиосерной кислоты H₂S₂O₃:

Na₂SO₃ + S = Na₂S₂O₃.

Тиосерная кислота не известна ни в чистом виде ни в форме разбавленных растворов. При действии на соли сильными кислотами ( HCl, H₂SO₄) образующаяся H₂S₂O₃ сразу разлагается на SO₂ и S в результате реакции внутримолекулярного окисления-восстановления:

Na₂S₂O₃ + 2HCl = H₂S₂O₃ + 2NaCl + H₂O ,

H₂S₂O₃ = SO₂↑ + S↓ + H₂O.

Тиосульфаты – сильные восстановители:

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O = 2H₂SO₄ + 6HCl + 2NaCl.

Тиосульфат-ион в качестве лиганда входит в состав комплексных соединений, на этом свойстве основано применение тиосульфата натрия как фиксажа в фотографии; он удаляет с негатива не восстановленный AgBr, переводя его в растворимый комплекс:

2Na₂S₂O₃ + AgBr = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr .

3. Известны пероксокислоты: H₂SO₅ – мононадсерная и H₂S₂O₈ – динадсерная кислоты.

H₂S₂O₈ получают электрохимическим окислением H₂SO₄:

A (-) : 2SO₄^2- - 2e → S₂O₈^2-.

H₂SO₅ образуется при действии 100% Н₂О₂ на H₂S₂O₈:

H₂S₂O₈ + H₂O₂ = 2H₂SO₅.

Пероксокислоты – кристаллические вещества, легко разлагающиеся на кислород (О₂) и серную кислоту( H₂SO₄). Кислоты и их соли – очень сильные окислители.

Элементы VII A группы. Галогены.

Теоретическое введение

VII A группу составляют элементы: фтор F,хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, имеющие общее название «галогены» (Hal).

Строение внешнего слоя электронной оболочки : ns²np⁵.

По ряду F → At :

- радиус атома ( r_ат ) возрастает;

-энергия ионизации( I ) убывает;

- сродство к электрону ( F ) убывает;

- электроотрицательность убывает (F имеет самое высокое из всех элементов значение электроотрицательности ).

В соединениях галогены, кроме фтора, имеют все степени окисления от -1 до+7, причем, наиболее устойчивы соединения с нечетными степенями окисления. Фтор во всех соединениях имеет степень окисления только -1.

В соответствии с приведенными изменениями атомных характеристик активность и окислительные свойства от F → I ( At радиоактивный элемент, его свойства не рассматриваются ) убывают. Например:

F₂ + H₂ = 2HF – реакция протекает в темноте со взрывом

I₂ + H₂ ↔ 2HI – обратимая реакция протекает при нагревании.
Или : Br₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 2HBrO₃ + 10HCl

Br₂⁰ - 10e → 2Br⁺⁵ - восстановитель

Сl₂⁰ + 2e → 2Cl^- - окислитель.

Свойства простых веществ

Молекулы галогенов– двухатомны Hal₂.

F₂ – бесцветный газ;

Cl₂ – газ желто-зеленого цвета;

Br₂ – красно-коричневая жидкость;

I₂ - фиолетовые кристаллы с металлическим блеском. Кристаллический иод при нагревании переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. Это явление называется «сублимация» или «возгонка».

Галогены хорошо растворимы в органических растворителях; бром образует с ними желто-бурые растворы; раствор иода в спирте имеет темно-бурую окраску, а в хлороформе или бензоле его растворы окрашены в фиолетовый цвет.

1. 
   Взаимодействие с простыми веществами
   

а) отношение к О₂. С кислородом галогены не взаимодействуют, т.к. соответствующие оксиды очень неустойчивы и в момент их образования разлагаются.

б) отношение к Н₂ . Все галогены взаимодействуют с водородом, но условия и активность этого взаимодействия различны, о чем было сказано выше.

в) отношение к S. С серой галогены взаимодействуют только при нагревании:

3F₂ + S = SF₆ ; Cl₂(Br₂,I₂) + 2S = S₂Cl₂(Br₂,I₂).

г) отношение к Si, C, N₂. С углеродом, кремнием и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют. Исключение составляет фтор, который взаимодействует с кремнием с образованием летучего соединения – тетрафторида кремния:

2F₂ + Si = SiF₄↑.

д) отношение к P, As, Sb. С этими веществами галогены взаимодействуют при обычных условиях:

3Cl₂ + 2P = 2PCl₃; 2Sb + 3Cl₂ = 2SbCl₃.

е) отношение к Met. С металлами галогены взаимодействуют с образованием галогенидов:

nHal₂ + 2Met = 2Met(Hal)n.

2. 
   Взаимодействие со сложными веществами.
   

а) отношение к воде. Cl₂ ,Br₂ ,I₂ в воде растворяются ограниченно, при этом происходит реакция диспропорционирования:

_{0 -1 +1}

Cl₂ + H2O ↔ HCl + HClO

Фтор взаимодействует с водой с образованием фторида кислорода:

_{0 -2 +2 -1 -1}

2F₂ + H₂O = OF₂ + 2HF
б) отношение к щелочам . При взаимодействии Cl₂, Br₂, I₂ со щелочами также как при заимодействии с водой происходят реакции диспропорционирования.

На холоду: _{0 -1 +1}

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaOCl + H₂O

При нагревании: _{0 -1 +1}

3Сl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O.

Взаимодействие фтора со щелочами: _{0 -2 -1 +2 -1}

2% - 5% водный раствор щелочи: F₂ + 2KOH = 2KF + O F₂ + H₂O;

_{0 -2 -1 0}

концентрированный раствор щелочи: F₂ + 4KOH = 4KF + O₂ + 2H₂O.

в) окислительно-восстановительные свойства. Т.к. по ряду F₂ → I₂ окислительные свойства убывают, а восстановительные усиливаются, то каждый из галогенов вытесняет все следующие за ним из соединений с водородом и металлами:

2 NaBr Br₂

Cl₂ + → 2NaCl + ; Br₂ + 2NaI = 2NaBr + I₂.

2NaI I₂

Наоборот, из кислородсодержащих соединений галогенов каждый из галогенов с большим порядковым номером вытесняет другие с меньшим порядковым номером:

I₂ + 2NaBrO₃ = 2NaIO₃ + Br₂.

Свойства соединений галогенов.

Соединения галогенов со степенью окисления