6. Элементы viа группы

Элементы VIА группы носят название халькогены. Общая электронная формула атомов этих элементов ns²np⁴. Кислород проявляет в соединениях отрицательные степени окисления (-2, реже-1), и только во фториде кислорода +2. Для остальных халькогенов характерны степени окисления +4,+6, а также -2.

По электроотрицательности кислород и сера – неметаллы, а селен, теллур и полоний – амфотерные элементы с преобладанием неметаллических (селен, теллур) или металлических (полоний) свойств.

Окислительная способность простых веществ от кислорода к полонию уменьшается.

Устойчивость водородных соединений падает в ряду H₂O – H₂S – H₂Se – H₂Te –H₂Po. Восстановительные свойства сероводорода и его аналогов возрастают от H₂S к H₂Po (H₂Te – очень сильный восстановитель).

Водородные соединения серы и ее аналогов при комнатной температуре – газы (в отличие от воды), растворимость их в воде невелика. В водном растворе H₂S, H₂Se, H₂Te – слабые кислоты, кислотность этих соединений возрастает от серы к теллуру.

Кислородсодержащие соединения серы, селена и теллура в степени окисления +4 проявляют в основном восстановительные свойства (понижаются с ростом порядкового номера).

Кислородные соединения серы, селена и теллура в степени окисления +4 – кислотные оксиды SO₃, SeO₃, ТеO₃ и отвечающие им сильные кислоты H₂SO₄, H₂SeO₄ и слабая кислота H₆TeO₆. Они проявляют окислительные свойства, причем самые сильные окислители – соединения селена. Так, концентрированная селеновая кислота (в отличие от серной кислоты) окисляет хлорид-ион и золото:

H₂SeO₄ + 2HCl = H₂SeO₃ + Cl₂ + H₂O

6H₂SeO₄ + 2Au = Au₂(SeO₄)₃ + SeO₂ + 6H₂O

Сера, селен и теллур не реагируют с водой при обычных условиях, но в щелочах подвергаются превращениям:

3Se + 6KOH = K₂SeO₃ + 2K₂Se + 3H₂O

Селен и теллур – редкие элементы, собственных минералов не образуют и содержатся в самородной сере и сульфидных рудах. Полоний – радиоактивный элемент, наиболее долгоживущий изотоп ²⁰⁹Ро имеет период полураспада 102 года.

Кислород.

Электронная формула атома 1s²2s²2p⁴.

Кислород – перевод лат.Oxygenium, от греч. окис (кислый, кислотный) и генес (род, происхождение).

Открыт К.-В. Шееле в 1769-1771 гг. и независимо от него Д.Присли в 1774г.

1.Нахождение в природе.

Самый распространенный элемент в земной коре (55%) и природных водах, встречается в свободном и связанном виде. Входит в состав большинства минералов и горных пород (алюмосиликаты, песок, глины, песчаники и др.). Свободный (самородный) кислород находится в воздухе (1,1*10¹⁵т). В атмосфере его 23,1% по массе, 20,94% по объему. Из жидкого воздуха кислород выкипает после азота.

2. Получение.

а) в промышленности – фракционная дистилляция жидкого фоздуха, электролиз воды;

б) в лаборатории – нагревание легко разлагающихся кислородсодержащих веществ:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂ (200-240°С)

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ (150-300°С, кат. MnO₂)

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ (400-520°С)

3.Физические свойства.

Бесцветный газ, в жидком состоянии – светло-голубой, в твердом – синий. Мало растворим в воде (31 мл/1 л воды).

4. Химические свойства.

Обладает высокой электроотрицательностью (3,5), второй после фтора, проявляет типичные неметаллические свойства.

Состоит из неполярных молекул О₂ с σ,π-связью О=О, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде.

При комнатной температуре обладает малой химической активностью из-за прочности двойной связи в молекулах.

Кислород поддерживает горение многих веществ. Сильный окислитель при высоких температурах, реагирует с большинством неметаллов и металлов:

O₂ + 2H₂ = 2H₂O (550°C, сгорание)

O_{2(воздух)} + N₂ ↔ 2NO (электроразряд)

O_{2(воздух)}+ S = SO₂ (280-360°С)

5O_{2(воздух)} + 4P_{(красный)} = 2P₂O₅ (240-400°С)

O_{2(воздух)} + C = CO₂ (600-700°С)

O_{2(воздух)} + 2C = 2CO (выше 1000°С)

O_{(воздух) 2} + 4Li = 2Li₂O (выше 200°С)

O_{2(воздух)} + 4Al = 2Al₂O₃ (сгорание)

Кислород вызывает ржавление (медленное окисление) железа. Особенно активен атомарный кислород (активность выше, чем у озона), обычно получаемый при термическом разложении некоторых веществ:

KNO₃ = KNO₂ + O

Качественная реакция – яркое загорание тлеющей древесной лучинки в атмосфере кислорода.

5.Применение.

Кислород является важнейшим продуктом основного химического производства. Применяется как реагент в химической технологии (обжиг сульфидных руд, синтез оксидов), металлургии (производство чугуна и стали) и газификации природного угля, при сварке и резке металлов; жидкий кислород – окислитель ракетного топлива

Убыль кислорода в атмосфере в результате процессов горения, гниения и дыхания возмещается растениями при фотосинтезе. При вдыхании человеком и животными воздуха в легкие кислород связывается с гемоглобином крови и переносится в клетки, где органические вещества (в 1-ю очередь глюкоза) с его помощью окисляются и обеспечивают жизненную энергию организмов.

Озон.

Неустойчивая аллотропная форма существования элемента. Светло-синий газ с характерным («озоновым») запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение незавершенного треугольника(валентный угол 117°), содержит ковалентные σ,π-связи О=О. Разлагается под действием ультрафиолетового излучения, катализаторов и оксидов азота (разрушение озонового слоя атмосферы) Мало растворим в воде (285 мл/1 л воды). Сильный окислитель. Окисляет при комнатной температуре многие металлы и неметаллы до высоких степеней окисления. Не реагирует с золотом, медью, никелем, платиной, оловом. Генерируется из кислорода в специальном приборе – озонаторе.

Качественная реакция – выделение йода из раствора иодида калия при комнатной температуре (кислород в реакцию не вступает):

O₃ + H₂O + 2KI = I₂ ↓+ O₂↑ + 2KOH

Уравнения важнейших реакций:

2O₃ ↔ 3O₂ (УФ или 250°С, кат. MnO₂)

O₃ + MO₂ = O₂ + MO₃ (озониды) (ниже 0°С, M = K, Rb, Cs)

4O₃ + 4KOH = 4KO₃ + O₂+ 2H₂O

O₃ + NO ↔ NO₂ + O₂

Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей, как реагент в неорганическом и органическом синтезе. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте 25км) защищает живой мир от воздействия космического ультрафиолетового излучения.

Сера.

1.Нахождение в природе.

В природе 15-й по распространенности элемент (7-й среди неметаллов). Встречается в свободном и связанном виде. Входит в состав различных минералов, руд и горных пород (сульфиды FeS₂ – железный колчедан или пирит; ZnS – цинковая обманка; PbS – свинцовый блеск; НgS - киноварь и сульфаты CaSO₄*2H₂O – гипс; Na₂SO₄*10H₂O – глауберова соль; MgSO₄*7H₂O – горькая соль), нефти, природного угля. Шестой элемент по содержанию в природных водах (сульфат-ионы), создает постоянную жесткость воды.

2. Получение.

а) в промышленности – выплавляется из природных залежей самородной серы (водяным паром), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.

3.Физические свойства.

Желтая кристаллическая (σ-ромбическая и β-моноклинная, σ ↔ β при 95,5°С) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S₈ (неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S_n.

Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде.

Т.кип. = 444,6°С , при кипении образуются пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, состоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый серным цветом.

4. Химические свойства.

Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства.

Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:

S + 2Na→ Na₂S 130°С

3S + 2Al = Al₂S₃ 200°С

Fe + S →FeS 600°С

S + H₂→ H₂S 150°С

5S + 2P→ P₂S₅ 400°С

2S + C_графит→ CS₂ 700°С

а как восстановитель – с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):

S + 3F₂ →SF₆ 130°С

S + O_{2(воздух)}→ SO₂ 130°С

S + 2H₂SO_4(конц.) →3SO₂ + 2H₂O

S + 6HNO_3(конц.) →H₂SO₄ + 6NO₂ +2H₂O

Сера подвергается диспропорционированию в растворах щелочей:

3S + 6KOH = 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O

При высокой температуре (400°С) сера вытесняет йод из йодоводорода, но в растворе реакция идет в обратную сторону:

S + 2HI = I₂ + H₂S

5. Важнейшие соединения серы:

H₂S, Na₂S, Al₂S₃, FeS, FeS₂, NH₄HS, SO₂, Na₂SO₃, SO₃, H₂SO₄, Na₂SO₄, KHSO₄, CaSO₄, КAl(SO₄)₂, KCr(SO₂)₂, MnSO₄, FeSO₄.

6. Применение.

Применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.

Литература:

1. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С.Ахметов. – 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2000. – 743с.

2. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 2002.

3. Коровин Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2006. – 557 с.

4. Кузьменко Н.Е. Краткий курс химии / Н.Е. Кузьменко, В.В Еремин, В.А. Попков. – М.: Высшая школа , 2002. – 415 с.

5. Коттон Ф. Основы неорганической химии / Ф.Коттон, Дж.Уилкинсон. – М.: Мир, 1981.

6. Угай, Я.А. Общая и неорганическая химия / Я.А.Угай. – М.: Высшая школа, 1997.