2.3.4. Підгрупа Оксигену

До складу головної підгрупи шостої групи періодичної системи входять Оксиген (О), Суль- фур (8), Селен (8е), Телур (Те) і Полоній (Ро). Елементи цієї підгрупи мають спільну назву «халькогени», що означає «який утворює руду».

Атоми елементів основної підгрупи шостої групи періодичної системи мають на валентно­му рівні 6 електронів, що обумовлює ступінь окиснення від —2 до +6.

Кисень і сірка — типові неметали, селен і телур — напівпровідники, полоній — радіоактивний метал.

Оксиген

Оксиген — хімічний символ (О) (від Охудепіит — народжує кислоти), газ, існує у двох ало­тропних модифікаціях — кисень (О₂) і озон (О₃).

Ядро атома Оксигену має 8 протонів та 8, 9 або 10 нейтронів, у зв'язку з чим природний кисень складається з трьох стабільних ізотопів — ^О, "О і ^О.

Електрони в атомі Оксигену розташовані на двох енергетичних рівнях, при цьому на зов­нішньому рівні знаходяться 6 електронів. Електронна формула Оксигену — 1з²2з²2р⁴.

У зв'язку з цим Оксиген має порядковий номер 8 і розташовується в другому періоді й шостій групі періодичної системи.

Фізичні властивості

Оксиген утворює двохатомну молекулу О₂, за нормальних умов це газ без кольору і запа­ху. Оксиген — найпоширеніший елемент у земній корі. Кисень малорозчинний у воді. Він важчий за повітря. У рідкому стані кисень має світло-блакитний колір, у твердому — синій. Атоми Оксигену можуть утворювати дві прості речовини — кисень і озон, молекула якого складається з трьох атомів О₃.

Явище, коли один і той же хімічний елемент утворює декілька простих речовин, назива­ють алотропією.

Озон — це також газ, з характерним запахом, у 1,5 рази важчий за кисень.

Хімічні властивості

За своєю хімічною природою Оксиген — типовий неметал, у більшості своїх сполук він виявляє ступінь окиснення —2. Винятком є тільки флуор оксид (ОГ₂), де його ступінь окис- нення дорівнює +2.

Кисень взаємодіє з усіма, крім галогенів, неметалами з утворенням несолетворних або кислотних оксидів:

N + о₂ = 2:0,

2С + О2 = 2СО,

4Р + 8О2 = 2Р₂0₅, С + 0₂ = С0₂.

Під час взаємодії з металами кисень утворює пероксиди (лужні та лужноземельні метали) або основні оксиди:

Ва + 0₂ = Ва0₂,

22п + 0₂ = 22ПО.

При взаємодії з несолетворними оксидами утворюються кислотні оксиди:

2:0 + о₂ = 2:О₂,

2С0 + 0₂ = 2С0₂.

Кисень взаємодіє з багатьма органічними речовинами з утворенням нових оксигеновмісних сполук:

2Н₃С—СН₂ОН + 0₂ = 2СН₃СООН і практично з усіма органічними сполуками в процесі горіння:

Н₃С—СН₂—0Н + 30₂ = 2С0₂ + 3Н₂0.

Одержання кисню

У чистому вигляді кисень вперше був одержаний К. В. Шееле у 1773 р. нагріванням мер­курій (II) оксиду:

2Нд0 = 2Нд + О2.

У лабораторних умовах кисень одержують нагріванням:

• бертолетової солі:

2КС10₃ 2КС1 + 30₂;

• калій перманганату:

2КМп0₄ = К₂Мп0₄ + Мп0₂ + 0₂;

• нітратів лужних або лужноземельних металів:

Са(:0з)₂ = Са(:0₂)₂ + 0₂.

У природі кисень утворюється за допомогою фотосинтезу:

пС0₂ + пН₂0 = (СН₂0)_п + п0₂.

У техніці кисень одержують перегонкою зрідженого повітря.

Використання кисню

Усі живі організми безперервно використовують кисень у процесі дихання, значна кіль­кість його споживається в процесі горіння, що пов'язане з одержанням енергії (теплові елек­тростанції, двигуни внутрішнього згоряння, опалення тощо). У техніці кисень застосовують для інтенсифікації окисно-відновних процесів (металургія), широко застосовують кисень у медицині. Озон

Озон у природі утворюється під час грози внаслідок електричних розрядів у повітрі. У ла­бораторних умовах його одержують у приладі — озонаторі, в якому через кисень пропускають електричний розряд.

Озон хімічно значно активніший за кисень. В озоні займаються деякі речовини (спирт, фосфор), він знебарвлює барвники. Ця активність озону пояснюється утворенням атомарного Оксигену під час розкладання:

О3 = О2 + О.

озон кисень атомарний Оксиген

Атомарний Оксиген енергійно реагує з речовинами, а потім атоми об'єднуються в молеку­ли кисню:

О + О = О₂

або

20₃ = 30₂.

Якісна реакція

Щоб визначити кисень серед інших газів, потрібно в посудину опустити жаринку, яка роз­жарюється і згоряє. Потім в посудину наливають вапняну воду. Вона каламутніє, бо під час згоряння вугілля утворюється карбон (IV) оксид, який у розчині утворює СаСО₃.

Сульфур

Сульфур — хімічний символ 8, тверда речовина, існує у вигляді трьох алотропних модифі­кацій — пластична, моноклінна і ромбічна сірка, остання є найбільш стійкою.

Ядро атома Сульфуру має 16 протонів і 16, 17, 18 або 20 нейтронів, у зв'язку з чим при­родна сірка є сумішшю чотирьох стабільних ізотопів — 12 8, 13^' їв⁸ і їв⁸-

Атом Сульфуру має 16 електронів, які розташовані на трьох енергетичних рівнях, при цьому на зовнішньому рівні їх шість. Електронна формула Сульфуру — 18²2з²2р⁶38²3р⁴.

У періодичній системі Сульфур має порядковий номер 16, розташований у третьому періоді в шостій групі.

Фізичні властивості

Сірка — проста речовина. Для неї, як і для кисню, характерна алотропія. Відомо багато модифікацій сірки з різною структурою молекул. Найбільш стабільна модифікація — ромбічна сірка, що складається з молекул 8₈. Її напівпрозорі кристали мають лимонно-жовтий колір, і_пл. = 112,8°С. У цю форму переходять всі інші модифікації.

Моноклінна сірка — голчасті кристали, і_пл. = 119,3 °С.

Під час нагрівання сірки вона плавиться, переходить у рідину жовтого кольору. За і = 160° С рідина темнішає і стає густою, при подальшому нагріванні переходить знову в тем­ну рідину. Якщо її вилити у холодну воду, сірка утворює гумоподібну масу. Це — пластична сірка.

Сірка не розчиняється у воді, малорозчинна вона і в спирті.

Розчиняється тільки у сірковуглеці.

Хімічні властивості

Маючи на валентному рівні 6 електронів, Сульфур виявляє всі хімічні ознаки неметалів. У сполуках він може мати ступені окиснення —2, +4 і +6.

Із простих речовин сірка реагує з металами і неметалами. Під час взаємодії з металами вона утворює сульфіди — солі сірководневої кислоти:

Ге + 8 = Ге8, РЬ + 28 = РЬ8₂.

Сульфіди лужних металів розчинні у воді. У водних розчинах вони дуже гідролізуються, бо сірководнева кислота є слабкою.

^₂8 + Н₂0 ^ N^8 + ^ОН , ^₂8 + 2Н₂0 ^ 2^0Н + Н₂8 .

Протікання другої стадії гідролізу підтверджується тим, що розчини сульфідів завжди мають запах сірководню.

Під час нагрівання сірки в атмосфері водню утворюється сірководень:

Н₂ + 8 = Н₂8.

З неметалів сірка найлегше взаємодіє з киснем і утворює сульфур (IV) оксид:

8 + 0₂ = 80₂.

Ця реакція відбувається на поверхні кристалів сірки при її зберіганні на повітрі; якщо її підпалити, вона дуже легко спалахує, тому алхіміки вважали сірку символом горючості.

Сірка активно реагує з фосфором:

58 + 2Р = Р₂0₅ і під час нагрівання до 800—900 °С — з вуглецем:

С + 28 = С8₂.

Із складних речовин сірка реагує із сполуками, що мають окисні властивості, — з нітрат­ною кислотою і нітратами:

38 + 4НМ0₃ = 380₂ + 4МО + 2Н₂0, і навіть з концентрованою сульфатною кислотою:

8 + 2Н₂80₄ = 380₂ + 2Н₂0.

Одержання сірки

Сірка зустрічається в природному стані. На місці давніх затухлих вулканів вона утво­рює могутні пласти, звідки її виплавляють перегрітою парою. У лабораторіях сірку можна одержати обережним окисненням сірководню або сульфідів. Але потреба в одержанні сірки в лабораторних умовах виникає дуже рідко.

Застосування сірки

Елементарна сірка у великій кількості використовується під час вулканізації каучуку (пе­ретворення каучуку на гуму), а також у виробництві ебоніту — ефективного електроізоляцій­ного матеріалу. Очищену сірку застосовують у медицині та сільському господарстві градарство). Ще недавно сірку вважали стратегічним матеріалом, оскільки вона входила до складу чорного пороху.

Сульфур (IV) оксид

Сульфур (IV) оксид рідко одержують спалюванням сірки. У промисловості його одержують у великій кількості під час випалювання сірчаних руд, наприклад, сірчаного колчедану:

4Ге8₂ + 110₂ = 2Ге₂0₃ + 880₂.

У молекулі сульфур (IV) оксиду атом Сульфуру має ступінь окиснення +4, тобто він може віддати два електрони, тому реагує з окисниками, наприклад, із хлором:

80₂ + С1₂ = 80₂С1₂.

сульфурил хлористий

Сульфур (IV) оксид є ангідридом сульфітної кислоти й виявляє всі властивості кислотних оксидів, тобто реагує з водою, основними оксидами й гідроксидами:

• + Н₂0 = Н₂80₃, 80₂ + Ма₂0 = Ма₂80₃,

80₂ + 2Ма0Н = Ма₂80₃ + Н₂0,

80₂ + МаОН = МаН80₃.

Сульфур (IV) оксид використовують для одержання солей сульфітної кислоти (сульфіти), які застосовують у фотографії, а також для одержання сульфур (VI) оксиду.

Сульфур (VI) оксид

Сульфур (VI) оксид утворюється під час взаємодії сульфур (IV) оксиду з киснем повітря за наявності каталізаторів ^₂0₅):

28О₂ + О₂ = 28О₃.

Сульфур (VI) оксид називають також сірчаним ангідридом, тому що під час взаємодії з водою він утворює сульфатну кислоту:

• + Н₂О = Н₂8О₄.

Сульфур (IV) оксид виявляє всі властивості кислотних оксидів, він використовується для одержання сульфатної кислоти.

Сульфатна кислота

Основною проблемою у виробництві сульфатної кислоти є одержання сульфур (VI) оксиду. Раніше його одержували за допомогою реакції (нітрозний метод):

8О₂ + N0., = 8О₃ + N0.

Однак цю реакцію необхідно було проводити за високих температур, коли виникав розпад молекул сульфур (VI) оксиду на вихідні речовини.

Зараз використовується каталітичний (контактний) метод одержання сульфур (VI) оксиду. Реакція проводиться в контакті з каталізатором V₂0₅, що дозволяє значно знизити температу­ру реакції:

280₂ + 0₂ ^ 280₃ + ^.

Сульфур (VI) оксид, що виходить з контактного агрегату, поглинається не водою, а суль­фатною кислотою.

Утворюється олеум, який являє собою розчин піросульфатної кислоти, утвореної за реак­цією:

Н₂80₄ + 80₃ = Н₂8₂О_т

у сульфатній кислоті. При цьому 60 % олеуму є рідиною, а 20 % — твердою речовиною. Розведення олеуму водою утворює концентровану сульфатну кислоту (так званий моногідрат):

Н₂8₂0₇ + Н₂0 = 2Н₂80₄.

Концентрована сульфатна кислота (особливо гаряча), на відміну від розведеної, є сильним окисником. Вона взаємодіє з металами з утворенням сульфур (IV) оксиду і води:

2Н₂80₄ + Си = Си80₄ + 80₂ + 2Н₂0; Н₂80₄ + Н₂ = 80₂ + 2Н₂0; 2Н₂80₄ + С = С0₂ + Н₂0 + 80₂;

з воднем:

з неметалами:

із сірководнем:

Н₂80₄ + 3Н₂8 = 48 + 4Н₂0.

Розведена сульфатна кислота має всі властивості сильних кислот, реагує з металами з виді­ленням водню, основними оксидами, гідроксидами та солями. Оскільки сульфатна кислота двохосновна, вона може утворювати два ряди солей — середні і кислі.

Якісні реакції

Для визначення різних йонів Сульфуру проводять такі якісні реакції: Сульфід-йон — реакція з аргентум (I) нітратом:

8^2- + 2Ад+ = Ад₂84 (чорний осад).

Сульфат-йон — реакція з барій хлоридом:

Ва²⁺ + 804~ = Ва80₄4 (білий осад, не розчинний у кислотах і лугах).

Сульфіт-йон — реакція з барій хлоридом:

Ва²⁺ + 80^ = Ва80₃ (білий осад, розчинний у кислотах).