Реферат химия и биологическая роль элементов via группы студент 104 группы лечебного факультета Исламов Г. Ф
 Скачать 50.66 Kb.
|
|
3.2 Свойства серы. Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2. Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (например, Na2S и Н2S). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6. Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) SО2 и частично оксид серы (VI) SO3: S + O2 = SO2 и 2S + 3O2 = 2SO3 Это наиболее важные оксиды серы. При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например: S + Н2 = Н2S; 3S + 2Р = Р2S3; S + Cl2 = SСl2; 2S + С = СS2; S + Fе = FеS Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, - восстановителем. 3.3 Свойства селена. Селен — аналог серы и проявляет степени окисления −2 (H2Se), +4 (SeO2) и +6 (H2SeO4). 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[5]. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленного горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO2. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно) только будучи расплавленным[6]. В отличие от SO2, SeO2 — не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO2 + H2O → H2SeO3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO3), получают селеновую кислоту H2SeO4, почти такую же сильную, как серная. 3.4 Свойства теллура. Теллур — хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвет красно-коричневый, в парах — золотисто-жёлтый. Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 °C, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO2. При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя TeO2. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500—600 °C. В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц. 3.5 Свойства полония. В разбавленной соляной кислоте полоний медленно растворяется, образуя розовые растворы (цвет ионов Po2+):Po + 2HCl → PoCl2 + Н2, однако под действием собственной радиации дихлорид превращается в жёлтый тетрахлорид PoCl4. Разбавленная азотная кислота пассивирует полоний, а концентрированная быстро его растворяет. С неметаллами VI группы полоний роднят реакция с водородом, при которой образуется летучий гидрид PoН2 (т. пл. –35°С, т. кип. +35°С, легко разлагается), реакция с металлами (при нагревании) с образованием твёрдых полонидов черного цвета (Na2Po, Ag2Po, BePo, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PbPo, NiPo, PtPo) и реакция с расплавленными щелочами с образованием полонидов и солей полониевой кислоты:3Po + 6NaOH → 2Na2Po + Na2PoO3 + Н2O. С хлором полоний реагирует при нагревании, образуя ярко-жёлтыекристаллы PoCl4, с бромом получаются красные кристаллы PoBr4, с иодом уже при 40°С — чёрный летучий иодид PoI4. Известен и белый тетрафторид полония PoF4. При нагревании тетрагалогениды разлагаются с образованием более стабильных дигалогенидов — рубиново-красного PoCl2 и фиолетово-коричневого PoBr2. Известны комплексные галогениды, например (NH4)2PoBr6. В растворах полоний существует в виде катионов Po2+, Po4+, анионов PoO32–, PoO42–, а также разнообразных комплексных ионов, например PoCl62–. 4. Сера: свойства соединений в отрицательных степенях окисления (сульфиды и полисульфиды); свойства соединений, содержащих серу в положительных степенях окисления (галогенды и оксогалогениды). 4.1 Свойства сульфидов. Физико-химические свойства сульфидов представлены в таблице
Соединения серы с более электроположительными элементами называются сульфидами. Большинство сульфидов, а именно сульфиды металлов, по способу образования и химическому поведению следует рассматривать как соли сероводородной кислоты. Сера в этих соединениях имеет отрицательную степень окисления –2. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов бесцветны. Сульфидов тяжелых металлов имеют следующие окраски: черные – HgS, Ag2S, PbS, CuS; оранжевые – Sb2S3, Sb2S5; коричневые – SnS, Bi2S3; желтые – As2S3, As2S5, SnS2,CdS розовый – MnS; белый – ZnS. Многие сульфиды при нагревании без доступа воздуха не претерпевают разложения. Но некоторые из них теряют серу. Так, например, пирит FeS2 уже при сильном нагревании распадается на сульфид железа (II) и серу; сульфидолова (IV) распадается при нагревании на сульфид олова (II) и серу. Устойчивые к нагреванию сульфиды в большинстве случаев можно нагревать в токе водорода: при этом они не изменяются. Напротив, при нагревании в токе кислорода или воздуха («обжиге») большинство сульфидов переходит в окислы, а иногда частично и в сульфаты. Сульфиды , выпавшие из водного раствора, уже при обычных температурах в значительной степени подвергаются окислению, если они во влажном состоянии долгое время находятся в контакте с током воздуха. При этом происходит или выделение серы или образование сульфата: Fe2S3 + aq + 3/2O2 = Fe2O3*aq + 3S CuS + 2O2 = CuSO4 Легко окисляются и растворенные сульфиды; при этом они действуют как сильные восстановители. Сильное восстановительное сероводорода и сульфидов в растворе обусловлено незначительным сродством образования ионов S2-. В гальваническом элементе, составленном из нормального водородного электрода и платиновой фольги, погруженной в раствор сульфида, «серный электрод» вследствие тенденции ионов S2- разряжаться, становится отрицательным, а водородный электрод- положительным полюсом. 4.2 Полисульфиды. Растворы щелочных металлов способны растворять значительные количества серы, и при этом образуются окрашенные в цвета от желтого до коричнево-красного полисульфиды, т.е. соединения общей формулы M2Sn, где n обычно имеет значения от 2 до 5, но в некоторых случаях может принимать и еще большие значения. Известные полисульфиды щелочных металлов представлены в таблице 5. Полисульфиды щелочных металлов образуются также при стоянии растворов щелочных сульфидов на воздухе вследствие медленного окисления гидросульфид-ионов кислородом воздуха: 2HS- + ½ O2 = H2O + S2- Полисульфиды щелочных металлов получают также сплавлением сульфидов щелочных металлов с серой. Кроме того, их можно получить, сплавляя гидроокиси или карбонаты щелочных металлов с серой. Однако в последнем случае получающиеся полисульфиды бывают загрязнены одновременно образующимся тиосульфатом, а при доступе воздуха и сульфатом. Кроме полисульфидов щелочных металлов, известны также полисульфиды щелочноземельных металлов. Самыми устойчивыми являются, по–видимому, полисульфиды с четырьмя атомами серы. Известные полисульфиды щелочных металлов Na2S2 Na2S4 Na2S5 K2S2 K2S3 K2S4 K2S5 K2S6 Rb2S2 Rb2S3 Rb2S4 Rb2S5 Rb2S6 Cs2S2 Cs2S3 Cs2S4 Cs2S5 Cs2S6 Гидролитическое расщепление полисульфидов происходит в значительно меньшей степени, чем обычных сульфидов. Например, в отличие от нормального сульфида аммония (NH4)2S полисульфиды аммония при обычных температурах устойчивы. Кислоты разлагают полисульфиды с отщеплением серы: Na2S2 + 2HCI = 2NaCI + H2S. 4.3 Галогениды и оксогалогениды. Галогениды серы. Газы либо легколетучие жидкости с резким запахом. Все фториды, кроме серы гексафторида, легко гидролизуются водой и ее парами. Основной метод их получения - взаимодействие F2 с жидкой или парообразной S, реже-с суспензией или р-рами S в инертных растворителях с послед. разделением смеси. Тетрафторид SF4 устойчив до 700 °С, выше 300 °С окисляется О2 до SOF4, в присутствии катализаторов с F2 дает SF6; растворы в жидком HF и бензоле; получают взаимодействием F2 с хлоридами S в присутствии. катализаторов, а также смеси Сl2 и HF с S или ее хлоридами. Дитиодекафторид S2F10 при нагревании разлагается до SF4 и SF6. Дитиодифторид S2F2 существует в виде двух изомеров: FSSF и SSF2; при нагревании разлагается до SF4 и S; получают взаимодействием фторидов металлов с S или хлоридами S. Хлоропентафторид SClF5 при 200-300°С разлагается с выделением SF6 и С12; получают взаимодействием хлоридов S с HF, гидрофторидами оранических оснований, реакцией SF4 с Сl2. Дитиодихлорид C1SSC1: промежуточный продукт зеленовато-желтоватого цвета, бывает также желтого цвета (с примесью S) и красного (с примесью SCl2); около 137°С разлагается на S и Сl2; водой гидролизуется до SO2, H2S, HCl, взаимодействие которых приводит к образованию S и политионовых кислот; растворением до 66% по массе S, хорошо растворением. в этаноле, бензоле, диэтиловом эфире, CS2; с оксидами и сульфидами мн. металлов образует хлориды и S, с сульфатами-SO2 Cl2, хлориды металлов, S, с SbCl3, HgCl2 и др.-аддукты; получают взаимод. S с С12 при 130°С (очищают перегонкой), как побочный продукт при производстве СНСl3, промежуточный продукт в производстве некоторых инсектицидов. S2Cl2- первый член ряда дихлорсульфанов 8nСl2 (n достигает 100), при n — 3-8 SnСl2-оранжевые маслянистые жидкости; , кДж/моль: -51,9 (n = 3), -42,7 (4), -36,8 (5), -29,3 (6), -22, 2 (7), -14,7 (8); плотн., г/см3: 1,7441 (п = 3), 1,7774 (4), 1,8018 (5), 1,8219 (6), 1,84 (7), 1,85 (8); получают SnСl2 при нагр. S2Cl2 в токе Н2 либо S2 С12 с Н2 S и (или) Н2 SB. При действии С12 на S2C12 получают дихлорид SC12, а при дальнейшем хлорировании-тетрахлорид SC14-бесцв. или бледно-желтые кристаллы при — 35 °С, т. пл. — 31°С; ок. — 15°С разлагается; —56,1 кДж/моль; водой гидролизуется до SO2 и НС1. Дитиодибромид S2Вr2 разлагается ок. 90°С; 2,6288; получают при нагревании S с Вr2; гидролизуется водой. Получены также малоустойчивые дибромсульфаны SnВr2. |