24. Підгрупа халькогенів (vіа). Характерні валентні стани, особливості Оксигену. Прості речовини. Фізичні властивості Алотропні модифікації.

Халькоге́ни — елементи групи 16 за номенклатурою IUPAC, або, за старою класифікацією, головної підгрупи (або підгрупи кисню) VI групи періодичної системи елементів Менделєєва . До халькогенів, крім Оксигену (O), належать Сульфур (S), Селен (Se), Телур (Te), Полоній (Po) та синтетично отриманий Унунгексій (Uuh). За традицією Оксиген та оксиди халькогенами не називають. Назва халькоген походить з грецької мови та означає рудоутворювач. Атоми халкогенів мають зовнішню s²p⁴-оболонку. На відміну від кисню сірка, селен, телур і полоній можуть проявляти валентності не тільки 2, а й 4 та 6. Як і кисень, всі інші халкогени у сполуках з металами й воднем проявляють ступінь окиснення -2, оскільки до заповнення зовнішньої електронної оболонки їхніх атомів бракує два електрони. Для кисню відомі тільки дві алотропні видозміни: О—О (О₂) та О—О—О (озон). Оскільки атоми сірки, селену і телуру при збудженні можуть мати до шести неспарених електронів, вони мають більше двох алотропних видозмін. При переході від сірки до полонію радіуси атомів збільшуються і зменьшуються їхні електронегативності та послаблюється здатність проявляти негативні ступені окислення.

Фізичні властивості

За звичайних умох сірка, селен, телур і полоній – тверді, крихкі речовини з молекулярною (сірка та селен) або металічною (телур і полоній) просторовивими ґратками. Сірка – типовий діелектрик. За своїм блиском телур і полоній найбільш схожі з металами.

Хімічні властивості

Сірка, селен і телур стійки на повітрі за звичайних умов і не розчиняються у воді. У хімічних реакціях вони ведуть себе як неметали, здатні сполучатись з металами з утворенням халькогенідів. Лужні метали з халькогенами сполучаються при кімнатній температурі, а інші – при нагріванні.

Характерні валентні стани, особливості Оксигену.

Кисень — це оезоарвнии газ оез запаху, трохи важчий за повітря: маса і л кисню за нормальних умов дорівнює 1,43 г, а маса І л повітря — 1,293 г. Роз­чинність кисню у воді невелика: в 100 об'ємах води за температури 0 °С розчиняється 4,9 об'єму кисню, а за температури 20 °С — 3 об'єми.

Зріджений кисень, шо є блакитною рідиною, кипить за температури —118 °С, в разі охолодження нижче -200 °С кисень замерзає. Твердий кисень має температуру плавлення -219 °С. Критична температура кисню, тобто температура, вище якої він не зріджується, становить -118 °С. Критичний тиск кисню дорівнює 5035,85 кПа.

Оксиген утворює двохатомні молекули, що характеризуються високою міцністю: стандартна ентальпія атомізації кисню становить 498 кДж/моль. Дисоціація кисню на атоми стає помітною лише за температури 1500— 2000 °С. Енергетична схема утворення молекули 0₂ подана на рис. 27.

Внаслідок кратності зв'язку міжатомна відстань у молекулі 0₂ (0,121 нм) менша, ніж довжина зв'язку О—О (0,148 нм). Тому молекула 0₂ досить стійка.

Як і для інших/?-елементів 2-го періоду, максимальна ковалентність Окси-гену дорівнює чотирьом. При цьому атоми Оксигену можуть перебувати у стані sp -, sp²- та 5/7-гібридизації, що відповідає тетраедричному, трикутному та лінійному розміщенню я-зв'язків. Два останніх гібридизованих стани атома Оксигену стабілізуються за рахунок утворення відповідно одного і двох л-зв'язків. Прикладами сполук, в яких виявляються sp³-, sp'- та ^-гібридизо­вані стани атома Оксигену, відповідно можуть бути кристалічні ВеО, ТЮ₂ і Si0₂. Кратність зв'язку Si-^!-^L0^:-^;-Si та Ті—О^Ті перевищує одиницю за рахунок л-зв'язування.

Наявністю в атома Оксигену двох неподілених пар електронів зумовлена можливість донорно-акцепторної взаємодії й утворення оксонієвих сполук, в яких атоми Оксигену сполучені трьома ковалентними зв'язками. Так, у кис­лих водних розчинах містяться йони гідроксонію [Н₃0]⁺ і навіть [Н₉0₄]*.

Більшість металів та неметалів енергійно сполучається з киснем: ^{4Fe + 3}°2 = ^2FeA;

4Р + 50₂ = Р4О10;

S + 0₂ = S0₂.

Реакції окиснення відбуваються з різною швидкістю. Повільне о\ органічних речовин називається гниттям,

Окиснення, що відбувається з інтенсивним виділенням теплової та світлової енергії, називається горінням. Щоб речовина зайнялась, її потрібно нагріти до температури спалаху і забезпечити умови для підтримування горіння. Кисень — найпоширеніша з речовин, що підтримує горіння.

Для атома Оксигену, що входить до складу більшості сполук, характерні ступені окиснення -2 і -1; оксигеновмісних сполук з іншими ступенями окис­нення Оксигену мало і вони не знайшли широкого застосування.

Найпоширенішою і найважливішою сполукою Оксигену із ступенем окис­нення -2 є вода Н-О.

Воду можна як відновити (з утворенням Н₂), так і окиснити (з утворенням 0₂). Відновлення Н₂0 до водню відбувається під дією активних металів, окиснення до кисню — під дією фтору, деяких багатозарядних катіонів, на­приклад Со³⁺, а також деяких складних аніонів, утворених елементами з вищими ступенями окиснення. Наприклад, воду здатний окиснити перманга-нат-іон МпО^:

4МпО; + 2Н₂0 = 4Мп0₂^ + 40Н ~ + 30₂t.Тому розчин КМп0₄ повільно розкладається з утворенням Мп0₂ та 0₂.

Прості́ речови́ни (рос. вещества простые, англ. elementary substances, нім. einfache Stoffe m pl) — речовини, молекули яких складаються з атомів одного і того самого хімічного елементу. Наприклад, до простих речовин належать водень, азот, хлор та інші, бо молекули водню H₂ складаються тільки з атомів водню (гідрогену), молекули азоту N₂ — тільки з атомів азоту (нітрогену), молекули хлору Cl₂ — тільки з атомів хлору. Молекули деяких простих речовин складаються тільки з одного атома. Наприклад, молекули гелію і аргону складаються з одного атома гелію — He і аргону — Ar. Молекули всіх інших інертних газів теж складаються з одного атома.

25. Поліморфні модифікації Сульфуру. Хімічні властивості. Відношення до води, кислот і лугів, металів і неметалів. Оксиди халькогенів в ступені окислення +4,+6. Властивості кислот, зміна їх сили. Залежність окиснюючих властивостей сульфатної кислоти від її концентрації. Сульфати. Промислові методи добування сульфатної кислоти та її застосування.

Поліморфні модифікації Сульфуру. Хімічні властивості. Відношення до води, кислот і лугів, металів і неметалів.

Су́льфур (S), хімічний елемент VI групи періодичної системи елементів, атомова вага 32,064; неметал; жовта кристалічна субстанція. Виступає в природі у самородному стані та у вигляді сульфідів важких металів (піриту та ін.). Сірку застосовують переважно у хімічній промисловості для виробництва сірчаної кислоти, синтетичного волокна, сірчистих барвників, димного пороху, у ґумовій промисловості, також у сільському господарстві, фармацевтиці тощо.