Загальна характеристика елементів 6 групи головної підгрупи. Їх розташування в пс та будова атомів.Валентність,ступені окислення. Змінення властивостей по группі.

Кислород, сера, селен, и теллур являются не металлами. Их объединяет общим названием – коакаген. ns2p4 валентность кислорода может быть -2 или +2 (OF2). у кислорода может быть валентность +1 или -1 (H-O-O-H). У остальных коакогенов электроны внешнего уровня имеют D подуровень. Следовательно, эти элементы могут проявлять валентность 2, 4, 6.Элементы 6а группы за исключением полония типичные неметаллы.Соединения коакогенов с электроположительными элементами называются халькогенидами. В них халькогены проявляют степень окисления -2. В соединениях с сильными окислителями сера, селен и телур могут проявлять степень окисления +4 и +6.В ряду O, S, Te электроотрицательность увеличивается в лево. С увеличением порядковых номеров коакогенов понижается их окислительная активность и растёт восстановит. активность отрицательных ионов. В целом металлические свойства коакогенов убывают к …. Низкая летучесть воды связанно с образованием водородных связей. Прочность гидридов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Кристаллизуется с образованием ионных решеток, имеющих структуру, близкую к структуре галидов. Сера, телен и телур образуют ЭО2 и ЭО3. В окислительно-восстановительных реакциях кислоты со степенью окисления +4 неустойчивы и могут вести себя как окислителями, так и восстановителями. Кислоты, в которых проявляет степень окисления +6, более устойчивы и в окислительно-восстановительных реакциях ведут себя только как окислители. Окислительность растет от H2SO4 к H2TeO4. Коакогениды непосредственно взаимодействуют с галогенами, образую различные соединения: SF6, SF4, SF2, S2F2. Коакогениды не разбавляются в соляной и серных кислотах. Азотная кислота при нагревании окисляет серу до H2SO4.Кислород – самый распространённый элемент на земле. Земная кора целиком состоит из кислородных соединений. Серы значительно меньше, чем кислорода. 0,1% от массы земной коры. Сера встречается в природе как самородное сещество, так и в виде сульфидов. Cu2S, ZnS. В лабораторных условиях серу можно получить нагревая перид до 600 градусов. Из кислорода и серы получают серную кислоту. Распространение селена и теллура гораздо меньше. Содержатся в качестве примесей в сульфидах. Их используют в качестве полупроводниковых материалов.

Алотропні модифікації Сульфуру. Характеристика фізичних та хімічних властивостей Сульфуру. Використання сульфуру.

У природі Сульфур зустрічається у вигляді самородної сірки (проста речовина); входить до складу сульфідів і сульфатів, що утворюють багато мінералів, є компонентом природного вугілля та нафти. Сульфур — життєво важливий елемент: він входить до складу білків. Сірку добувають в самородному стан

Хімічні властивості сірки.

1) При взаємодії з неметалами сірка виявляє окисні й відновлювальні властивості.

Із простими речовинами, утвореними більш електронегативними елементами (Оксигеном, Фтором, Хлором, Бромом), сірка виступає в ролі відновника.

— сульфур(IV) оксид

Із простими речовинами, утвореними менш електронегативними елементами, сірка виступає в ролі окисника:

— карбон(VI) сульфід

Бінарні сполуки сульфуру, в яких вона виявляє ступінь окиснення –2, називають сульфідами.

— гідроген сульфід (сірководень)

2) Взаємодія з металами.

— цинк сульфід;

— ферум(ІІ) сульфід.

Усі сульфіди, крім HgS, утворюються при нагріванні. Із ртуттю сірка взаємодіє вже при кімнатній температурі:

— меркурій(II) сульфід.

Ця властивість використовується в лабораторіях для видалення розлитої ртуті, пари якої дуже токсичні.