р-элементы VІА группы. Кислород и его соединения. р-элементы VІА группы. Сера, селен, теллур

халькогены

O 1s 2 2s 2 2p 4 S 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Se 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 Te 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 4 Po 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 4 Пор. элемент Mr Вал электр. Ков. r.ат, нм Сп эл, еВ Отн.эл. С.о. t пл., С t кип., С ƍ, г/см 3 8(O)(O)15,99[He]2s 2 2p 4 0,06614,53,5 -2, -1, +1, ,4-182,91,2 16 (S)(S) 32,06[Ne]3s 2 3p 4 0,10510,52,6 -2, +2, +3, +4, +5, ,8444,672,07 34 (Se) 78,96 [Ar]3d 10 4s 2 4 p 4 0,1169,82,01 -2, +4, ,8 52 (Te) 127,60 [Kr]4d 10 5s 2 5 p 4 0,1438,61,9 -3, +3, +4, ,68 84 (Po) 208,98 [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 4 0,1767,81,76+2, ,32 С О, Н 3 О +

Кислород (O 2 ) В природе W~23,1%; WV ~ 21% в воздухе; Получение 1. Промышленный способ - фракционирование. Кислородные концентраторы

2. Лабораторный способ 1) 2 HgO = 2 Hg + O 2 2) PbO 2 = Pb + O 2 3) KClO 3 = 2KCl + 3O 2 4) 2KMnО 4 = K 2 MnО 4 + MnO 2 + О 2

5) 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 =2K 2 SO 4 +2Cr 2 (SO 4 ) 3 +3O2+8H2O 7) 2CaOCl 2 = 2CaCl 2 + O 2 6) 2BaO + O 2 = 2BaO 2 (при С) 2ВаО 2 = 2ВаО + О 2 (при t) 8) 2Н 2 О 2 = 2Н 2 О + О 2 9) 2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 10) 2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2 4KO 2 + 2H 2 O= 4KOH + 3O 2

Химические свойства кислорода 1. P 4 + 5O 2 = 2P 2 O 5 S + O 2 = SO 2 C + O 2 = CO 2 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 2Na + O 2 = Na 2 O NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O СаН 2 + О 2 = Са(ОН) 2 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O 4Fe(OH) 3 6FeO + O 2 = 2Fe 3 O 4 2Na 2 SO 3 + O 2 2Na 2 SO 4 3PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O 4. O 2 + PtF 6 = [O 2+ ][PtF 6- ] 3. СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О СН 3 СОН + 1/2О 2 = СН 3 СООН C 6 H 6 + 9/2O 2 = 6CO 2 + 3H 2 O C 2 H 5 OH + 2O 2 = 2CO 2 + 3H 2 O

Способы собирания

Химические свойства озона 1. 3O 2 2O 3 вихід ~10% Озон 2. O 3 + 2H + + 2e- = O 2 + H 2 0 O 3 + H 2 O + 2e- = O 2 + 2OH - O 3 + S + H 2 O = H 2 SO 4 O 3 + 2KI + H 2 O = 2KOH + O 2 + I 2 5O 3 + 2KOH = 2KO 3 (озонид)+ 5O 2 + H 2 O

Биологическая роль кислорода и озона.

Типы бинарных кислородсодержащих соединений Оксиды (О -2 ) Все элементы Пероксиды (О -1 ) Активные металлы Надпероксиды (О -1/2 ) Активные металлы Озониды (О -1/3 ) Только К, Rb, Cs

Способы получения оксидов Hg(OH) 2 = HgO + H 2 O 2AgOH = Ag 2 O + H 2 O -: 2Mg + O 2 = 2MgO S + O 2 = SO 2 Cu + 1/2O 2 = CuO 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 N 2 + O 2 = 2NO ( С) -: Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O Ba(OH) 2 = BaO + H 2 O 4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 2H 3 BO 3 = B 2 O 3 + 3H 2 O 2HСlO 4 + P 2 O 5 = 2HPO 4 + Cl 2 O 7 2HNO 3 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + N 2 O 5 H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

- : CaCO 3 CaO + CO 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe 2 O 3 + 3SO 3 2Pb(NO 3 ) 2 2PbO + 4NO 2 + O 2 : 2Ag 2 CO 3 4Ag + O 2 +CO 2 Hg(NO 3 ) 2 Hg + 2NO 2 + O 2 ряд P 2 O 5 – SO 3 – Cl 2 O 7 : 1/3P 2 O 5(k) + H 2 O = 2/3H 3 PO 4(k), G= - 52 к Дж/моль SO 3(k) + H 2 O (p) = H 2 SO 4(p), G= - 76 к Дж/моль Сl 2 O 7(г) + H 2 O (p) = 2HClO 4(p), G= к Дж/моль Свойства оксидов ряд Na 2 O–MgO–Al 2 O 3 Na 2 O (k) + H 2 O (p) = 2NaOH (k), G= к Дж/моль MgO (k) + H 2 O (p) = Mg(OH) 2(k), G= -27 к Дж/моль 1/3Al 2 O 3(k) + H 2 O (p) = 2/3Al(OH) 3(k), G= 6 к Дж/моль

Ат. Количество стабильных изотопов Минералы 16 S 32 S –95% 33 S 34 S 36 S S 8 – самородная сера; FeS 2, PbS, ZnS и др. сульфиды; MgSO 4, CaSO 4 в морской воде 34 Se 74 Se, 76 Se, 77 Se 78 Se, 80 Se, 82 Se селениды МSe (сопровождают сульфиды) 52 Te 124 Te, 125 Te, 126 Te 128 Te, 130 Te та ін. теллуриды МTe (сопровождают сульфиды) 84 Po РоВ продуктах разложения урана

ГИПС ХАЛЬКОПИРИТ САМОРОДНАя СЕРА

S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 с.о. +4 с.о. Соединения S –2 H 2 S, S 2–, S n 2– S –1 H2S2H2S2 S0S0 S 6, S 8 S +1 S 2 O, S 2 F 2,, S 2 Cl 2 S +2 SF 2, SCl 2 S +3 Na 2 S 2 O 4 S +4 SO 2, SO 3 2–, SF 4, SOCl 2 S +5 Na 2 S 2 O 6 S +6 SO 3, H 2 SO 4, HSO 3 F S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 0 с.о. -2, +2 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 с.о. +6 Самые характерные с.о. –2, +2, +4, +6.

Сера

Сероводород. Сероводородная кислота и ее соли Сероводород - бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. Неплохо растворим в воде, спирте. Раствор сероводорода в воде представляет собой слабую сероводородную кислоту. Сероводород и соли серо­водородной кислоты используется в производстве и аналити­ческой химии. В лаборатории сероводород получают при непосредственном взаимодействии водорода и серы или действуя на соли серово­ дородной кислоты сильными кислотами. В сероводороде сера проявляет степень окисле­ния -2. Сероводород является довольно сильным восстановителем. Например, в реакции горения сероводорода на воздухе сера может окисляться до свободной или до оксида серы (IV): 2Н 2 S + О 2 = 2Н 2 О + 2S 2H 2 S + 3О 2 = 2Н 2 О + 2SO 2 Сероводородная кислота двухосновная, поэтому образует средние и кислые соли: H 2 S + KOH = KHS + H 2 O Средние соли называются сульфидами, а кислые - гидросульфидами.

Оксид серы (IV) и сернистая кислота Оксид серы (IV) или сернистый газ SO 2 - бесцветный тяжелый газ с резким запахом. Сернистый газ применяется в основном в производстве серной кислоты, как ядохимикат, для отбелки тканей. В промышленности сернистый газ получают, сжигая серу на воздухе: S + O 2 = SO 2 или обжигая пирит: 4FeS O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 В лаборатории сернистый газ получают, действуя серной кислотой на соли сернистой кислоты: Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 SO 3 или взаимодействием серной кислоты с медью при нагревании: Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O Сернистый газ хорошо растворим в воде, при этом образуется некоторое количество сернистой кислоты: H 2 O + SO 2 H 2 SO 3

Сернистый газ - типичный кислотный оксид, он взаимодействует с основными оксидами: SO 2 + K 2 O = K 2 SO 3 соединяется с гидроксидами: SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O В присутствии катализаторов ( платины, оксиды ванадия (V)) SO 2 окисляется до SO 3. Сернистая кисло­та H 2 SO 3 - соединение непрочное и существует только в раство­ре, легко распадаясь на воду и сернистый газ. Сернистая кислота, как и серная, двухосновная и образует два типа солей: гидросульфиты и сульфиты, является кислотой средней силы. Сернистая кислота реагирует с основаниями, основными оксидами, солями и металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. Для сернистой кислоты и ее солей характерны восстановительные свойства. Сернистая кислота используется как дезинфицирующее и отбеливающее средство. Ее соли применяются в промышленности, медицине и фотографии

Оксид серы (VI) и серная кислота Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту: H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4 Серный ангидрид обладает всеми свойствами кислотных оксидов: реагирует с основными оксидами и основаниями. Получают его окислением сернистого газа при нагревании в присутствии катализаторов. Серная кислота - бесцветная, маслянистая жидкость, тяжелее воды. Это сильная двух основная кислота, c серой в степени окисления +6. В серной кислоте хорошо растворяется SO 3 с образованием олеума. Серная кислота хорошо растворяется в воде, при этом выделяется большое количество теплоты. Смешивая серной кислоты с водой, нужно обязательно вливать кислоту в воду, а не наоборот! Существует даже такое высказывание – Не плюй в кислоту. В водных растворах серная кислота диссоциирует ступенчато.

Серная кислота - важнейший продукт химической промышленности. Ее используют для получения различных кислот, солей, оснований, очистки различных продуктов, производства взрывчатых веществ, красок и т. д. Производство серной кислоты идет в три этапа: 1) синтез сернистого газа; 2) окисление сернистого газа в серный ангидрид; 3) поглощение серного ангидрида водой. Сернистый газ получают сжиганием серы или обжигом сульфидов металлов ( обычно пирита). Сернистый газ окисляется контактным или нитрозным способом. Окисление SО 2 в SO 3 контактным способом проходит в контактном аппарате при высокой температуре кислородом воздуха в присутствии катализатора. При нитрозном способе сернистый газ окисляется оксидом азота (IV): SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO Затем NO кислородом воздуха окисляется до NO 2

При взаимодействии с основаниями образуются кислые соли (гидросульфиты) и средние соли (сульфаты): NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O Разбавленная серная кислота реагирует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода (кроме свинца): Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 Металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода, в разбавленной серной кислоте не растворяются. Свинец также не растворяется в разбавленной кислоте из-за образования пленки малорастворимого сульфата PbSO 4. Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства, когда сера из степени окисления +6 восстанавливается до более низких степеней окисления. Поэтому концентрированная серная кислота при нагревании растворяет металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, при этом выделяется обычно сернистый газ: Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

Некоторые металлы, например, железо, алюминий, с концентрированной серной кислотой не реагируют из-за образования пленки устойчивого оксида железа (III) или алюминия. Окислительные свойства серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами, например S, С, H 2 S, HBr, HI: 2H 2 SO 4 + С = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O Качественной реакцией на ион SO 4 2- является образование с катионом Ba + белого осадка.