р-элементы VI группы. Рэлементы viой группы к рэлементам шестой группы относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний. Общее название халькогены рождающие соль
 Скачать 114 Kb.
|
|
р-элементы VI-ой группы К р-элементам шестой группы относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний. Общее название – халькогены- «рождающие соль». Их строение атомов: 8O 1s22s22p4 16S 1s22s22p63s23p4 34Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 52Te 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4 84Po 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 4f14 5s25p65d106s26p4 Общая электронная формула ns2np4. Основные константы приведены в таблице:
Как видно из приведённых данных, в ряду O-S-Se-Te-Po увеличиваются размеры атомов и ионов, и понижается энергия ионизации, что ослабляет неметаллические свойства элементов и увеличивает металлические. Атом кислорода отличается от атомов других элементов отсутствием d-уровня во внешнем квантовом слое. Возможные степени окисления:
Кислород во всех соединениях, кроме соединений со связями с фтором и собой, проявляет отрицательную степень окисления –2. При образовании химических связей атомы кислорода обычно используют неспаренные р-электроны, но в ряде соединений возникают дополнительные связи по донорно-акцепторному механизму за счёт неподелённых электронных пар. Сера, селен и теллур, помимо отрицательной степени окисления -2, проявляют в соединениях и положительные степени окисления +6, +4, +2. В пределах подгруппы от серы к полонию уменьшается устойчивость соединений с отрицательной степенью окисления. В этом же ряду повышается устойчивость соединений с низкими положительными степенями окисления. Нахождение в природе
* Кислород важен для процессов дыхания; тление и гниение погибших растений и животных – при этом сложные органические вещества превращаются в более простые (СО2, H2O, N2), последние вступают в круговорот веществ в природе.Простые веществаНекоторые свойства простых веществ представлены в таблице.
Простые вещества представляют собой полиатомные молекулы O2; S2; S8; Se8; Se; Te. Кислород образует две аллотропные модификации: кислород О2 и озон О3. Кислород – бесцветный газ, немного тяжелее воздуха. Строение молекулы по методу МО повторить по материалам первого семестра. Молекула кислорода очень прочная, энергия связи О=О равна 494 кДж/моль. Парамагнетизм молекулы объясняется по методу МО (см. лекция первого семестра) наличием двух неспаренных электронов. Озон (O3) - газ с характерным запахом свежести, образуется в атмосфере при грозовом разряде, лучше чем кислород растворяется в воде (озонирование природной воды с целью уничтожения бактерий). Молекула же озона диамагнитна, имеет угловую форму, обладает небольшой полярностью. Строение её можно передать следующей структурной формулой: Между атомами кислорода, кроме одинарной -связи, образуется делокализованная -связь, обозначенная на рисунке пунктриной линией. Озон – один из сильнейших окислителей:
Озон ядовит, ПДК в воздухе 10-5%. При этой концентрации хорошо ощущается его запах. В приземных же слоях атмосферы его содержание обычно составляет 10-7-10-6%. Качественная реакция на озон: 2KI + HOH + O3 = I2 + 2KOH + O2 То есть, если поместить в воздух, содержащий озон, бумажку, смоченную растворами иодида калия и крахмала, она посинеет. Сера имеет несколько аллотропных модификаций, наиболее устойчивые из них ромбическая (жёлтая кристаллическая форма- октаэдры, у которых часть углов или ребер как бы срезана, -сера) и моноклинная (тёмно-жёлтые игольчатые кристаллы --сера; образуется при нагревании ромбической до 112,8оС). Для атомов серы в этих модификациях характерно образование прочных гомоцепей зигзагообразной формы: Наиболее устойчивы восьмиатомные циклы S8, хотя в зависимости от температуры возможно образование молекул S2, S4, S6 и S8 с открытыми цепями. При более высоких температурах расплавленная сера претерпевает ряд превращений. Выше 160оС кольца S8 разрываются, расплав серы темнеет и становится вязким; при 300оС кольца цепи из атомов серы укорачиваются и расплав становится снова жидким; при 444,6оС сера закипает. Пары серы при невысоких температурах состоят из молекул S8, S6, S4, выше 800 до 1500оС – из молекул S2. Если расплавленную серу быстро вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера (каучукоподобная масса). При быстром же охлаждении паров серы образуется мелкораздробленная сера – серный цвет. Серный цвет применяется в сельском хозяйстве для уничтожения вредителей. Сера не растворима в воде, но растворима в сероуглероде, бензоле и некоторых других жидкостях. Селен и теллур способны образовывать гомоцепи зигзагообразных форм Se и Тe. Они образуют аллотропные модификации, обладающие полупроводниковыми свойствами. Модификации селена:
Модификации теллура:
Теллур хорошо проводит тепло и электрический ток, приближаясь в этом отношении к металлам. В ряду O-S-Se-Te-Po изменяется характер связи от ковалентной к металлической. При этом свойства простых веществ меняются от типичных неметаллов через полупроводники к металлу. В ряду O-S-Se-Te-Po уменьшается окислительная и возрастает восстановительная активность. Кислород проявляет только окислительные свойства (кроме реакций с F2). Сера, селен и теллур могут быть как окислителями, так и восстановителями. Po – типичный металл – восстановитель. У кислорода особая роль в химии: ещё Берцелиус утверждал, что кислород – это та ось, вокруг которой вращается химия. На это есть две причины:
Кислород как сильно электроотрицательный элемент вступает в реакции почти со всеми элементами, за исключением галогенов и некоторых благородных металлов (Au, Pt и др.). В качестве окислителя он реагирует со многими неорганическими и органическими веществами. Эти реакции часто сопровождаются воспламенением и выделением значительных количеств тепла. Особенно активно протекают реакции с участием жидкого кислорода. S и её аналоги окисляют многие металлы, образуя соли – сульфиды, селениды и теллуриды. Например, Fe + S = FeSPb+ Se = PbSe Сера окисляет неметаллы с более низкой величиной электроотрицательности, например, H2, P, As, C и др. H2 + S = H2S 2As + 3S = As2S3 Сера и её аналоги проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с сильными окислителями, такими как фтор, хлор, кислород, азотная кислота. S + 3F2 = SF6 Se + 6HNO3конц= H2SeO4 + 6NO2 + 2H2O Соединения со степенью окисления –2Важнейшая особенность кислорода – способность образовывать оксиды почти со всеми элементами. С большинством элементов он реагирует непосредственно, особенно при нагревании. С галогенами, золотом и платиной кислород непосредственно не соединяется, эти оксиды получают косвенным путём. Соединение кислорода с водородом – НОН. Аномалии в физических свойствах воды, диаграмму состояния воды повторить по материалам первого семестра. Горение – это процесс соединения вещества с кислородом с выделением тепла и света. Горение в чистом кислороде гораздо энергичнее, чем в воздухе потому, что выделяющаяся теплота не тратится на нагревание азота воздуха. Сера с водородом даёт ряд соединений состава H2Sx, где х = 1-4, 6, 9. Простейшее из них – сероводород H2S. В свободном виде он образуется при гниении белковых веществ, в природе – в вулканических газах и в водах минеральных источников. Это бесцветный ядовитый газ с запахом тухлых яиц,. На воздухе горит синим пламенем: 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O Селен и теллур образуют селеноводород H2Se и теллуроводород H2Te. Эти молекулы полярны и имеют угловое строение. Валентный угол уменьшается от Н2О к H2Te. Устойчивость молекул в ряду H2O-H2S-H2Se-H2Te уменьшается по мере увеличения длины связи. Получение халькогеноводородов: МеЭ + 2HCl = MeCl2 + H2Э Халькогеноводороды – это газы с неприятным запахом, токсичные, мало растворимые в воде. Их водные растворы – это слабые кислоты, диссоциация которых протекает в две ступени:Н2Э Н+ + НЭ- К1(H2S) = 110-7; К1(H2Se) = 110-4; К1(H2Te) = 210-3 Из приведённых данных видно, что кислотные свойства усиливаются. Соли этих кислот – сульфиды, селениды. теллуриды – подвергаются гидролизу по аниону, среда – щелочная. Кислоты и соли обладают сильными восстановительными свойствами, которые возрастают в ряду H2S – H2Se- H2Te: H2S + 4Cl2 + 4HOH = H2SO4 + 8HCl H2S + Br2 = S + 2HBr 4Ag + O2 + 2H2S = 2Ag2S + 2HOH Полисульфиды могут быть получены из сульфидов и серы: Na2S + (n-1)S = Na2Sn (n=2-5) (NH4)2S + (n-1)S = NH4Sn (n=2-9) Полисернистые кислоты могут быть получены: Na2Sn + 2HCl = 2NaCl + H2Sn Разная растворимость сульфидов в воде и разбавленных кислотах используется в аналитической химии при анализе катионов по сероводородной классификации. Некоторые сульфиды, селениды, теллуриды обладают полупроводниковыми свойствами и находят значительное применение. Соединения со степенью окисления +4Эти соединения обладают и окислительными и восстановительными свойствами, так как элементы имеют промежуточную степень окисления +4. Оксиды – ЭО2 и соответствующие им кислоты – Н2ЭО3. Диоксиды можно получить непосредственным взаимодействием элементов с кислородом: Э + О2 = ЭО2 Получение в промышленности - обжигом сульфидов: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 Это кислотные оксиды. Диоксиды S и Se хорошо растворимы в воде (TeO2 в воде не растворяется): ЭО2 + НОН = Н2ЭО3 Сернистая кислота не выделена в свободном состоянии, она существует только в водном растворе, это кислота средней силы, диссоциирующая в две стадии: H2SO3 H+ + HSO3-; К1 = 1,310-2 HSO3- H+ + SO32-; К2 = 6,810-8 Соли H2SO3 – сульфиты и гидросульфиты. Кислота и её соли проявляют и окислительные и восстановительные свойства: 2H2SO3 + O2 = 2H2SO4 (восстановитель) H2SO3 + 2H2S = 3S + 3HOH (окислитель, реакция Клауса) Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов (способны к внутримолекулярным ОВР): 4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4 Сульфиты натрия и калия применяются для отбеливания некоторых материалов, в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии. Раствор Ca(HSO3)2 – эта соль существует только в растворе – применяется для переработки древесины в сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу. Селенистая кислота H2SeO3 выделена в свободном состоянии, она более устойчива, чем сернистая, но и более слабая. (К1 = 2,410-3; К2 = 910-9). Теллуристая кислота очень слаба и малоустойчива. Соединения со степенью окисления +6Триоксиды ЭО3 обладают сильными окислительными свойствами. SeO3 и TeO3 – термически малоустойчивы, легко разлагаются с образованием диоксидов и кислорода. Триоксиды легко растворяются в воде с образованием кислот – серной, селеновой и теллуровой. Серная и селеновая кислота – сильные электролиты. Теллуровая относится к слабым электролитам. Серная и селеновая кислота обладают сильными окислительными свойствами. Химически чистая безводная серная кислота – это бесцветная маслянистая жидкость, дымящая на воздухе. При растворении выделяется большое количество тепла: 79,5 кДж на 1 моль. Получение серной кислоты в промышленности:
2SO2 + O2 2SO3
SO3 + HOH = H2SO4 Насыщенная триоксидом серы безводная серная кислота называется олеумом. Продукт, содержащий 45% избыточного количества SO3, называется пиросерной кислотой, её соли – пиросульфатами. Пиросерная кислота H2S2O7 представляет собой бесцветное кристаллическое вещество, при растворении в воде: H2S2O7 + HOH = 2H2SO4 Разбавленная H2SO4 растворяет все металлы, у которых электродный потенциал меньше 0 с выделением H2. Взаимодействие же концентрированной H2SO4 с металлами и неметаллами повторить по лекции «Общие свойства металлов». Применение H2SO4: из всех кислот она имеет наибольшее применение: «хлеб промышленности», применяется в пр-ве других кислот (HF); солей, удобрений, для очистки нефти и керосина; для получения бензола, толуола. Концентрированная H2SO4 – осушающее и водоотнимающее средство. Соли H2SO4 – сульфаты. Качественная реакция на сульфат-ион: Ba2+ + SO42- = BaSO4 К важнейшим сульфатам относятся:
Производной серной кислоты является тиосерная кислота. Её графическая формула: Тиосерная кислота в свободном виде не получена, но широко используются её соли – тиосульфаты. В молекуле тиосульфата центральный атом серы находится в степени окисления +6, внешний - -2. За счёт наличия сульфидной серы тиосульфаты – сильные восстановители и могут окисляться с образованием свободной серы и сульфат иона: Na2S2O3 + Cl2 + HOH = Na2SO4 + S + 2HCl (в технике Na2S2O3 называют антихлор) Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S + SO2 + HOH Окисление менее сильными окислителями: I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 Эта реакция используется в аналитической химии – иодометрический метод анализа. Получение тиосульфатов: Na2SO3 + S = Na2S2O3 Кроме рассмотренных кислородсодержащих кислот, сера образует и другие кислородсодержащие кислоты, отвечающие общим формулам H2SOn (n=2-5) и H2S2On (n=4-6)
Применение p-элементов VI группы
|