Лабораторная работа № 3 халькогены теоретическая часть

К элементам 6-А подгруппы относятся: O, S, Se, Te, Po. Эти элементы, имея шесть электронов в наружном электронном слое атома, характеризуются как неметаллы. Однако способность к присоединению электронов выражена у них значительно слабее чем у соответствующих элементов 7-А подгруппы, а последний элемент Ро проявляет уже металлические свойства. Основные свойства элементов приведены в таблице 2.

Таблица 2. Основные свойства элементов 6-А подгруппы

Элемент	O 8	S 16	Se 34	Te 52	Po 84
Порядковый номер
Строение внешнего электронного слоя	2s2 2p4	3s2 32p4	4s2 4p4	5s2 5p4	6s2 6p4
Радиус атома, нм	0,073	0,104	0,117	0,137	0,148
Энергия ионизации, эВ	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
Энергия сродства к электрону, эВ	1,47	2,01	2,02	2	1,35
Содержание в земной коре, % мол.	58,00	0,03	1,5·10-5	1,3·10-7	2·10-15

Из электронной конфигурации атомов вытекает, что элементы этой группы в соединениях, принимая 2 электрона на внешний уровень, могут проявлять степень окисления равную -2.

Сера, селен, теллур и полоний имеют свободные квантовые ячейки на d энергетических орбиталях, которые при возбуждении их атомов способны заполняться электронами. Поэтому эти элементы в соединениях могут проявлять степени окисления +2,+4,+6.

С водородом эти элементы образуют соединения состава Н₂Э,(H₂O, H₂Se, H₂S, H₂Te). Из них Н₂О носит атмосферный характер, а остальные - кислотный и проявляют восстановительные свойства:

H ₂S – 2 e S⁰ + 2H⁺

В настоящей работе предлагается изучить основные свойства свободной серы и ее соединения в различных валентных состояниях.

В свободном состоянии молекула серы состоит из восьми атомов. Она существует в виде нескольких аллотропных модификаций. При комнатной температуре (до 389 К) устойчива ромбическая модификация. При 369 К ромбическая сера превращается в моноклинную, которая при 392 К плавится и превращается в подвижную жидкость желтого цвета. При дальнейшем повышении температуры вязкость серы повышается и одновременно она темнеет. При 473 К сера похожа на темно-коричневую очень вязкую смолу. Выше473 К вязкость снова уменьшается и при 718 К сера начинает кипеть. образуя желто-оранжевые пары. Соединяясь с водородом, сера дает аналог воды - сероводород (H₂S). Полярный характер его молекулы и способность к образованию водородной связи выражены слабее, чем у молекулы воды, и поэтому в обычных условиях сероводород – это газ, умеренно растворимый в воде. раствор сероводорода в воде – слабая двухосновная кислота. Как двухосновная кислота она образует два типа солей: сульфиды Me⁺²S и гидросульфиды Me⁺HS.

Большинство сульфидов металлов представляет собой малорастворимые соединения. Только сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов растворимы в воде. В растворе они гидролизуются по схеме, обычной для солей, образованных многовалентным анионом слабой кислоты.

Сероводород сильный восстановитель (H₂S₂ = 2H⁺ +S⁰ + 2e; E⁰ = +0,14B). Продуктами его окисления в одном растворе являются сера и серная кислота. Что же касается диоксида серы или серной кислоты (соединений, в которых сера обладает промежуточной между S⁰ и S⁶⁺ степенью окисления), то образование их при окислении H₂S в растворе не исключается, т.к. диоксид серы, сернистая кислота и ее соли сами обладают восстановительными свойствами:

2Na₂SO₃ + 2MnO₄ + H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ +Na₂SO₄ + 3H₂O

SO₃^2- + H₂O – 2e - > +2H⁺, (E⁰ = +0,17B)

Диоксид серы образуется при горении сероводорода в условиях достаточного доступа кислорода:

H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

При ограниченном доступе кислорода происходит неполное сгорание серы:

H₂S + 3O₂ = S +2H₂O

Окисление сероводорода хлорной или бромной водой протекает по двум направлениям в зависимости от условий реакции. При избытке галогена, те при окислении сероводорода насыщенными водными растворами. образуется серная кислота:

H₂S + Br₂ +4H₂O = SO₄^2- + 10H⁺ + 8Br^-,

а при недостатке окислителя – главным образом сера. Перманганат и дихлорат калия - сильные окислители, окисление сероводорода идет практически до образования мелкодисперсной серы. Из кислородосодержащих соединений серы наибольший интерес представляет сернистая и серная кислота, а также ангидриды и соли. В сернистой кислоте сера находится в промежуточной стадии окисления +4, потому она может выступать как в качестве окислителя, так и в качестве восстановителя. Окислительная функция сернистой кислоты выражена сравнительно слабо. Практически она проявляется только при взаимодействии с сильными восстановителями, так при взаимодействии сероводорода и сернистой кислоты образуется сера как продукт восстановления SO₂ и окисления H₂S. Восстановительные свойства серной кислоты и ее соли были рассмотрены ранее. Серная кислота проявляет только окислителные свойства, которые зависят от ее концентрации. В разбавленной кислоте окислителем выступают протоны водорода (Н⁺), а в концентрированной – сульфатионы (SO₂^2-). Поэтому металлы, стоящие в ряду напряжений металлов после водорода, не взаимодействуют с разбавленной серной кислотой. С концентрированной серной кислотой эти металлы окисляются до сульфатов, образуя в качестве продукта восстановления диоксид серы. Металлы же, стоящие в ряду напряжений металлов до водорода, концентрированную серную кислоту в зависимости от их активности могут восстановить до SO₂, S или S^2-. Концентрированная серная кислота окисляет и некоторые неметаллы или их отрицательно заряженные ионы. Так углерод и сера окисляются ею до диоксидов, а бромиды и иодиды – до элементарного брома и йода.