Na2нАsO4 , Na3AsO4

CaHАsO₄ , Са₃(AsO₄)₂

ЛЕКЦИЯ 6

Тема: р - Элементы VI группы

1.Общая характеристика элементов VI-A группы

Элементы VI-A группы - это кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный ме­талл по­лоний. Кислород и сера – неметаллы. Полоний металл серебристо бе­лого цвета, напоминаю­щий по физическим свойствам свинец, селен и теллур, зани­мающие промежуточное положе­ние, являются полупроводниками. Ки­слород, сера, селен, теллур – имеют неметаллический характер, называются «халько­гены», т.е. образующие руды.

На внешнем уровне атомов этих элементов содержится 6 электронов: ns² np⁴ . В атомах элементов Se, Te и Po электроны внешнего уровня экранируются от ядра десятью d-электро­нами предвнешнего уровня, что ослабляет их связь с ядром и способ­ствует проявлению ме­таллических свойств этих элементов.

Особенность строения атома кислорода – отсутствие d-по­дуровня, поэтому ва­лентность кислорода равна 2, но за счёт неподелённых электронных пар кисло­род может быть донором электронных пар.

₈O[He] 2s²2p⁴

₁

(II, IV, VI)

6S[Ne] 3s²3p⁴

У серы и остальных халькогенов возможен переход p и s-электронов в d–со­стояние. По­этому валентность их может быть 2,4,6.

У теллура радиус атома больше, чем у полония за счёт лантаноидного сжатия, т. к. по­лоний стоит за лантаном. У Po нет радиуса иона, т.к. это радиоактивный элемент. Электро­отрицательность элементов группы больше, чем у элементов V-A гр., от кислорода к тел­луру закономерно уменьшается. Неметаллические свойства ослабевают с увеличением по­рядкового номера элементов. Нет монотонного изменения t⁰C плавления - обусловлено особенно­стями кристаллической решётки.

С увеличением порядкового номера халькогенов понижается окислительная активность нейтральных атомов и растёт восстановительная активность отрицательных ионов.

Водородные соединения (гидриды).

При обычных условиях Н₂О – жидкость, остальных –газы. Все гидриды обладают восстано­вительными свойствами.

4

Все оксиды ЭО₂ и ЭО₃ кислотные, им соответствуют кислоты.

Чем меньше угол, тем меньше полярность, Н₂О – самая полярная

2. Химия кислорода

П

о электроотрицательности кислород уступает только фтору, степень окисления его в большинстве соединений равна –2, но может проявить +2 и +4, а также +1 и –1 в соедине­ниях со связью –O-O-. Подобно фтору образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона).

Две аллотропные модификации: молекулярный кислород и озон. Наиболее устойчива молекула О₂. Однозначного решения в изображении электронной структуры молекулы О₂ еще не найдено. (По методу ВС).

Однако жидкий кислород – обладает парамагнитными свойствами, втягива­ется в магнитное поле, значит, у него есть неспареные электроны. Учитывая па­рамагнетизм молекулы О₂ можно изобразить строение так:

- длинна связи между неспаренными электронами неодинакова.

Более правильно объясняет строение молекулы О₂ ММО:

Два неспаренных электрона на π - разрыхляющих орбиталях обуславливают парамагнетизм молекулы кислорода.

Для молекулярных ионов:

О₂⁺, О₂⁰, О₂^-, О₂^-2

N (кратность связи) 2,5 2 1,5 1

т.е. положительный молекулярный ион О₂⁺ - самый прочный

При заполнении одной π·2p_у орбитали образуются надпероксиды со связью O==O, имеющей кратность 1,5.

О₂ + ē → О₂^-

Na + O₂ → Na⁺O₂^- надпероксид.

При заполнении обеих π*2p орбиталей происходит образование пероксидов с одинарной слабой связью :О−О:

:О≡О: + 2ē → [:O – O :]^2-

2Na + O₂ → Na₂⁺O₂^-2 - пероксид

После заполнения 2х π^*2p и σ^*2p орбиталей четырьмя электронами связи молекулы О₂ разрываются и образуются оксиды со степенями окисления-2.

:О≡О: + 4ē → 2О^-2

О₂ + 4Na → 2Na₂O оксид.