единений фосфора - пищевая промышленность, водоподготовка, процессы металли­ зации поверхности различных материалов.

тельно, кислотность раствора будет определяться практически только первой ступенью реакции дис­ социации. На основе выражения константы кислотности £ Kl-'

вычислим значения [РГ] и pH раствора.

Определим [Н3Р 04]. Масса Н3Р04 в 1 л раствора составляет

Решая квадратное уравнение, получим х = 8,7-10"2М.

[1-Г] = д: = 8,7* 10’ 2М. pH = - log [Н*] =1,1.

Ответ. Раствор Н3Р04, концентрация которого составляет 10 мае. %, имеет pH = 1,1.

Комментарий. Н3Р04 при диссоциации по первой ступени проявляет себя как весьма сильная

кислота.

2.4. Кислород, сера, селен, теллур и их соединения

Неметаллические свойства проявляют О, S, Se и Те. Их называют халькогенами, то есть рудообразующими. Действительно, большое число руд - оксиды или сульфи­ ды. Кислород и сера представлены в природных условиях не только в виде руд, но и в свободном состоянии: кислород входит в состав атмосферы Земли, сера встречается в самородном виде.

Как и в других группах p -элементов, у элементов VIA группы по мере увеличе­ ния их атомных номеров происходит ослабление неметаллических свойств и нараста­ ние металлических. Самый тяжелый элемент группы Ро - типичный металл, а Те можно отнести к металлоидам.

0 2 играет большую роль во многих процессах на нашей планете: он взаимоде ствует почти со всеми другими элементами, участвует в биологических процессах (дыхание) и процессах горения.

S, Se и Те - элементы средней активности, горят на воздухе с образованием ди­ оксидов, соединяются непосредственно с большинством элементов, как металлами, так и неметаллами, но взаимодействуют с ними менее энергично, чем кислород.

Кислород отличается по свойствам от остальных элементов группы, что обу­ словлено малым размером его атомов, высокой электроотрицательностью и отсутст­ вием на внешнем уровне d-орбиталей. Следствием этого является способность атомов О образовывать л-связи. Весьма устойчивым является диоксид углерода 0=С=0, но устойчивость соединений типа Х=С=Х резко понижается по ряду С 02 > > CS2 > CSe2, а соединение СТе2 не известно. Кислород образует водородные связи, которые суще­ ственно влияют на свойства Н20 и многих кислородсодержащих органических соеди­ нений. Другие элементы группы не склонны к образованию водородных связей.

Сера проявляет тенденцию к образованию связей S-S, что выражается в сущест­ вовании цепочек и колец из атомов S. Другие элементы группы обладают этой спо­ собностью в значительно меньшей мере, чем сера.

Элементы VIA группы, имеющие на внешнем уровне электронную конфигура­ цию s2p4, способны присоединять к нейтральному атому два электрона и образовы­ вать ионы типа X2Однако устойчивость таких ионов понижается по ряду элементов от О до Те. Принято считать, что в сульфидах, селенидах и теллуридах содержатся ионы S2~, Se2- и Те2Но даже в их соединениях со щелочными металлами ионность связей, по-видимому, не превышает 50 %. В твердых соединениях химические связи металлов с халькогенами имеют преимущественно ковалентный характер, а ионы об­ разуются только в водных растворах.

Положительные степени окисления характерны только для S, Se и Те (+2, +4, +6). У элементов сверху вниз в группе повышается устойчивость степеней окисления +2 и +4, но понижается устойчивость степени окисления +6.

Кислород имеет аллотропные модификации 0 2 (обычно называют «простой» ки­ слород) и Оз (озон). Газ 0 2 сжижается под давлением только при температурах ниже - 118 °С (критическая температура). Для кислорода Тт = -218 °С и Гкип••= -•• 183 °С (при давлении 1 атм). Формулу кислорода принято изображать в виде *0=0!, чт0 было бы справедливо для диамагнитной молекулы. Но в действительности молекула 0 2 па­ рамагнитна, и это можно объяснить с помощью метода молекулярных орбиталей (ММО). Вместе с тем ММО подтверждает, что порядок связи в молекуле кислорода равен двум.

В пероксидах, например в пероксиде водорода Н20 2 (НО-ОН), между атомами

из пар электронов связи распределена между тремя атомами кислорода. Химические связи в молекуле 0 3 становятся по энергии промежуточными между одинарными и двойными.

Озон получают путем пропускания электрических разрядов через слой кислоро­

да:

Озон - сильный окислитель в воде, а продуктом восстановления становится 0 2:

'/aOatr, + Н +(р) + е = V20 2(r) + '/2Н 20 (Ж), <р° = 2,07 В.

Высокая окислительная способность 0 3 определяет его использование в качестве реагента для обеззараживания воды и воздуха. В стратосфере на высоте 20-25 км от поверхности Земли 0 3 образует слой, защищающий Землю от ультрафиолетового из­ лучения.

Кислород 0 2 получают в больших количествах из воздуха путем его сжижения и последующей дистилляции. В первую очередь испаряются N2 и Аг (у них более низ­ кие температуры кипения, чем у 0 2).

В лабораторных условиях 0 2 получают, разлагая при нагревании хлорат калия в присутствии Мп02 как катализатора:

Кислород может быть в триплетном и синглетном состояниях. Синглетный ки­ слород более активен в реакциях окисления, чем обычный триплетный кислород.

Со многими элементами кислород образует оксиды, в которых он принимает степень окисления -2. Более сложные соединения кислород образует со щелочными металлами. Простой оксид характерен только для лития - Li20. С другими щелочны­ ми металлами кислород образует пероксиды (степень окисления кислорода - 1) и су­ пероксиды (степень окисления кислорода - V2):

2Na(K) + 0 2(r) —> Na20 2(K), где Na20 2 - пероксид натрия;

К(к) + 0 2(Г) —> КОад,

где К 02 - супероксид калия.

Оксидом водорода является вода Н20. Ее роль оказалась определяющей в жизни на Земле.

Пероксид водорода, структурная формула которого Н-О-О-Н, неустойчив и разлагается в присутствии катализаторов (Мп02 и др.):

2Н20 2(р)- — ““"op >2Н20 (ж) + 0 2(г).

Эту реакцию используют для получения кислорода в замкнутых пространствах (для обеспечения жизнедеятельности, как окислителя в торпедных аппаратах).

В водных растворах Н20 2 - очень слабая кислота:

н202(р)+Н20(ж) =*=* Н30+(р)+Н02*(Р), АГК= 1,5-10-12(20°Q.

вой модификацией серы при комнатной температуре. Она образует кристаллы ромби­ ческой системы желтого цвета. (3-S (моноклинная структура) устойчива при темпера­ турах выше 95,5 °С. Сера плавится при 115 °С и кипит при 445 °С.

Сера образует линейные и циклические молекулы S2, S4, S6, Sg и др. a-S содер­ жит молекулы Sg, которые имеют форму короны (схема Sg).

При 160 °С и выше циклические молекулы Sg разру­ шаются и образуются длинные полимерные цепи из ато­ мов S. Вязкость расплава серы повышается при ее нагре­

вании вплоть до 200 °С. Sg

При дальнейшем нагревании серы вновь образуются кольца и более короткие цепи. Вязкость расплава понижается. В парах серы до 200 °С содержатся молекулы Sg, далее образуются молекулы S2, которые при температуре выше 600 °С становятся основной формой серы.

На месторождениях самородной серы ее добычу ведут путем подземной плавки с помощью перегретого пара. Расплавленную серу вытесняют по трубам на поверх­ ность и разливают в формы. Значительную часть производимой серы извлекают из природных газов и нефти при их очистке. Серу получают также на заводах цветной

H2S04. Важное применение серы - вулканизация резины. На основе серы производят CS2, препараты для сельского хозяйства.

В соответствии с электронной структурой внешнего уровня s2p 4 сера в соедине­ ниях проявляет преимущественно степени окисления -2, +2, +4 и + 6. Сера в состоя­ нии -2 является сильным восстановителем, в состоянии +2 неустойчива. Соединения серы со степенью окисления +4 проявляют и окислительные, и восстановительные свойства, а со степенью окисления +6 - окислительные.

a-S растворяется в сероуглероде CS2, но нерастворима в воде.

Сера - химически активное вещество. Лишь немногие элементы не образуют с серой химические соединения. Сера горит на воздухе голубоватым пламенем с обра­ зованием S02(r). В контакте с F2 сера воспламеняется, продуктом их взаимодействия становится SF6. Сера взаимодействует с С12 и Вг2, но менее энергично, чем с F2. При температуре выше 150 °С сера вступает в реакцию с Н2 и образует H2S. При взаимодействии S<r) и С(К) образуется CS2. Концентрированная HNO3 окисляет серу до

H2SO4. H2S —сильно ядовитый газ, легко образуется при действии кислот на сульфиды железа и некоторых других металлов:

FeS(K) + H2S04(p) -> H2S(r) + FeSC>4(p).

H2S растворяется в воде (2,6 объема H2S в 1 объеме Н20 при 20 °С) и проявляет свойства слабой двухосновной кислоты:

Под действием кислорода воздуха происходит окисление H2S: