7. Элементы 16 группы. Строение атомов, молекул, простых веществ. Проявляемые степени окисления. Химические свойства простых веществ, образованных элементами 16 группы.

O S Se Te

Атомы имеют по 6 электронов на s p орбиталях внешнего уровня.

В ряду элементов О-S-Se-Te-Po уменьшается энергия ионизации и электроотрицательность, увелимчивается размер атомов и ионов, усиливаются

восстановительные свойства, ослабляются неметаллические признаки. Кислород по ЭОти уступает только фтору. Другие элементы (-1), (-2) с металлами,

с неметаллами (+4), (+6)

В живых организмах - O S Se (-2)

Хим. св-ва

Сера

S + 3F2 = SF6

S + Cl2 = SCl2

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 ^ + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 ^ + 2H2O

S + O2 = SO2

2Na + S = Na2S

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Кислород

4K + O2 > 2K2O

2Sr + O2 > 2SrO

2NO + O2 > 2NO2

CH3CH2OH + 3O2 > 2CO2 + 3H2O

2Na + O2 > Na2O2

2BaO + O2 > 2BaO2

H2 + O2 > H2O2

Na2O2 + O2 > 2NaO2

Селен

Селен — аналог серы. Так же, как и серу, его можно сжечь на воздухе. Горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO2. Только SeO2 — не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO2 + H2O > H2SeO3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO3), получают селеновую кислоту H2SeO4, почти такую же сильную, как серная.

Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100°С, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид Te02.

При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя Te02. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500-600 °С.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Полоний

Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО2)x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро2+ розового цвета:

Ро + 2HCl > PoCl2 + Н2^.

При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Ро + Mg + 2HCl > MgCl2 + H2Po,

который при комнатной температуре находится в жидком состоянии (от ?36,1 до 35,3 °C)

В индикаторных количествах получены кислотный триоксид полония РоО3 и соли полониевой кислоты, не существующей в свободном состоянии — полонаты К2РоО4. Известен также диоксид полония PoO2. Образует галогениды состава PoX2, PoX4 и PoX6. Подобно теллуру полоний способен с рядом металлов образовывать химические соединения — полониды.

Полоний является единственным химическим элементом, который при низкой температуре образует одноатомную простую кубическую кристаллическую решётку