Слайд 12

химические свойства

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид - бесцветный газ с резким запахом: S + O2 → SO2 Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором: S + 3F2 → SF6

Слайд 13

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых - высший сульфид P2S5: 5S + 2P → P2S2 Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием: S + H2 → H2S (сероводород) C + 2S → CS2 (сероуглерод)

Слайд 14

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щелочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O С концентрированными кислотами-окислителями сера реагирует только при длительном нагревании: S+ 6HNO3 (конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S+ 2 H2SO4 (конц) → 3SO2 + 2H2O

Слайд 15

При 100–160°C окисляется водой: Te+2H2O= TeO2+2H2­ При кипячении в щелочных растворах теллур диспропорционирует с образованием теллурида и теллурита: 8Te+6KOH=2K2Te+ K2TeO3+3H2O.

Слайд 16

Разбавленная HNO3 окисляет Te до теллуристой кислоты H2TeO3: 3Te+4HNO3+H2O=3H2TeO3+4NO­. Сильные окислители (HClO3, KMnO4) окисляют Te до слабой теллуровой кислоты H6TeO6: Te+HClO3+3H2O=HCl+H6TeO6. Соединения теллура (+2) неустойчивы и склонны к диспропорционированию: 2TeCl2=TeCl4+Te.

Слайд 17

При нагревании на воздухе сгорает с образованием бесцветного кристаллического SeO2: Se +O2 = SeO2. С водой взаимодействует при нагревании: 3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3. Селен реагирует при нагревании с азотной кислотой, с образованием селенистой кислоты H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O = 3H2SeO3 + 4NO.

Слайд 18

При кипячении в щелочных растворах селен диспропорционирует: 3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Если селен кипятят в щелочном растворе, через который пропускают воздух или кислород, то образуются красно-коричневые растворы, содержащие полиселениды: K2Se + 3Se = K2Se4

17.12.2019

Серия Far Cry продолжает радовать своих игроков стабильностью. За столько времени становится понятно, чем нужно заниматься в этой игре. Охота, выживание, захват...

16.12.2019

Создавая дизайн жилого помещения, особое внимание следует уделить интерьеру гостиной - именно она станет центром вашей “вселенной”....

15.12.2019

Невозможно представить себе строительство дома без использования строительных лесов. В прочих сферах хозяйственной деятельности такие конструкции также используются. С...

14.12.2019

В качестве способа неразъемного соединения изделий из металлов сварка появилась немногим более века назад. При этом невозможно в данный момент переоценить ее значение. В...

14.12.2019

Оптимизация пространства вокруг является крайне важной как для мелких, так и для крупных складских помещений. Это существенно упрощает выполнение работ и оказывает...

13.12.2019

Металлочерепица – металлический материал для покрытия кровли. Полимерными материалами и цинком покрыта поверхность листов. Натуральную черепицу имитирует материал...

13.12.2019

Испытательное оборудование получило широкое применение в разных сферах. Его качество должно быть безупречным. Чтобы достичь такой цели, устройства оснащаются...

13.12.2019

Французский стиль в интерьере стал популярным в последнее время среди любителей, изысканных и в то же время простых решений....

13.12.2019

Художественная ковка является ремеслом, которое требует от мастера особых навыков и умений, а также усидчивости и таланта. Во все эпохи компоненты украшения здания,...

ЭЛЕМЕНТЫ VIА ГРУППЫ

Общая характеристика

Кислород, дикислород, трикислород

Соединения кислорода

Сера

Сероводород. Сульфиды

Кислородные соединения серы

Серная кислота

Другие соединения серы

Селен, теллур, полоний и их соединения

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Элементы и их символы: кислород О, сера S, селен Sе, теллур Те, полоний Ро. Групповое название элементов VIА группы – халькогены.

Степень окисления. Для кислорода характерна степень окисления (-2), для остальных элементов (кроме полония) – (+6), (+4) и (-2), полоний в соединениях проявляет степень окисления (+4), (+2) и (-2). Устойчивость состояния окисления (+V1) понижается от S к Те, устойчи­вость состояния окисления (+4) повышается от S к Ро, а устойчивость состояния окисления (-2) понижается от О к Ро.

Свойства (табл. 1). Металлические свойства возрастают от кислорода к полонию. В целом элементы О и S – неметаллы; Sе и Те обнаруживают повышение металлического характера, например в свободном виде Sе суще­ствует в металлической и неметаллической модификациях, а Те – только в металлической, Ро – металл.

Гидроксиды элементов VIА группы в высшей степени окисления отве­чают кислотам Н 2 SО 4 , Н 2 SеО 4 (сильные кислоты) и Н 6 ТеО 6 (слабая кисло­та). Гидроксиды этих элементов в степени окисления (+4) соответствуют слабым кислотам SО 2 *nН 2 О, Н 2 SеО 3 и Н 2 ТеО 3 , сила которых понижается с увеличением порядкового номера кислотообразующего элемента, РоО(ОН) 2 – амфотерный гидроксид. По сравнению с элементами VА группы все указан­ные Гидроксиды более кислотные, а по сравнению с элементами VIIА груп­пы - более основные.

Устойчивость водородных соединений - халькогеноводородов Н 2 О, Н 2 S, Н 2 Sе, Н 2 Те и Н 2 Pо - уменьшается от О к Ро, кислотность их в водном растворе, напротив, в этом порядке увеличивается. Вода Н 2 О считается ней­тральной, сила Н 2 Те примерно соответствует силе ортофосфорной кислоты, Халькогеноводороды проявляют соответственно большие и меньшие кис­лотные свойства, чем водородные соединения элементов VА группы и галогеноводороды.

КИСЛОРОД, Дикислород, трикислород

Открытие. Кислород впервые получен в свободном виде при нагревании се­литры в 1770 г. (Шееле, Швеция) и в 1774 г. при разложении оксида НgО и свинцового сурика (Рb 2 II Рb IV)О 4 (Пристли, Англия). Роль кислорода в ре­акциях горения многих веществ на воздухе была объяснена в 1775 г. (Ла­вуазье, Франция), что подорвало устои теории флогистона, выдвинутой в 1697 г. (Шталь, Германия).

Распространение в природе. Кислород - самый распространенный элемент на Земле. Содержание его в земной коре составляет 55,1% ат. Свободный кислород находится в воздухе (»1,1*10 15 т) и в природных водах (биохи­мическая самоочистка речной и морской воды идет с потреблением кисло­рода). Связанный кислород содержится в воде, силикатах, кварце и других минералах, а также в живых организмах.

Состав атмосферного воздуха: Азот 78,09 % (об) 75,51 % (масс.); Кислород 20,95 23.15; Аргон 0,93 1.28; Диоксид углерода 0,03 0,046; Водяной пар (25 °С) <3 <0,27.

Плотность воздуха составляет 1,293 г/л при О °С и 101,33 кПа (1 атм). Воздушная оболочка Земли поглощает и нейтрализует вредное ультрафио­летовое излучение Солнца и предохраняет от перегрева земную поверхность.

Таблица 1.

Свойства халькогенов

Физиологическое действие. Все органические вещества - это соединения кислорода, поэтому кислород является жизненно важным элементом почти для всех живых организмов (исключение составляют анаэробные бактерии). Кислород поступает в кровь через легкие. В крови кислород слабо связывается с гемоглобином (хромо­фор красных кровяных телец) с образованием оксигемоглобина и в таком виде подводится к клеткам. Под действием ферментов кислород окисляет приносимый также кровью виноградный сахар (глюкозу), превращая его в диоксид углерода и воду; освобождаемая при этом энергия используется для протекания различных жизненных процессов (работа мускулов, нагре­вание тела и т. д.).

Аллотропные модификации. В свободном виде кислород образует две модификации: дикислород (обычный иислород) О 2 и трикислород (озон) О 3 .

Дикислород О 2

Строение. Строение молекулы О 2 , имеющей два неспаренных электрона, кор­ректно передается только в рамках метода молекулярных орбиталей. Традиционное изображение молекулы кислорода с двой­ной связью (О = О) не передает особенности ее строения и поэтому не вполне верно.

Получение.

1. Из воздуха путем фракционной конденсации и дистилля­ции (способ Линде), способ применяется в промышленности.

2. Нагревание кислородсодержащих веществ, а именно хлоратов в при­сутствии катализатора - пиролюзита МnО 2 (реакция 1), нитратов (реак­ция 2), перманганатов при умеренных или при очень высоких температурах (соответственно реакции 3 и 4), пероксидов (реакция 5):

2КС1O 3 = 2КС1 + 3О 2 (1)

2КNO 3 = 2КNO 2 + O 2 (2)

2КМnО 4 = К 2 МnО 4 + МnО 2 + О 2 (3)

4КМnО 4 = 2К 2 О + 4МnО 2 + ЗО 2 (4)

2ВаО 2 = 2ВаО + О 2 (5)

3. Каталитическое разложение пероксида водорода (катализатор - пиро­люзит - МnO 2):

2Н 2 О 2 = 2Н 2 O + О 2

4. Электролиз щелочных или сульфатных растворов с применением не­растворимых (платиновых) анодов, на которых происходит разрядка гидроксид-ионов или окисление воды:

4ОН - - 4е = О 2 + 2Н 2 О; 2Н 2 О - 4е = О 2 + 4Н +

5. Взаимодействие пероксидов щелочных элементов с диоксидом углерода:

2Nа 2 О 2 + 2СО 2 = 2Nа 2 СО 3 + О 2

Эта реакция осуществляется в кислородных изолирующих приборах.

Физические свойства . Бесцветный газ, не имеющий вкуса и запаха. Умеренно растворим в воде, но несколько лучше, чем азот; в растворенном воздухе содержание кислорода составляет 36 % (об.). Жид­кий и твердый дикислород имеет светло-синюю окраску.

Химические свойства. При комнатной температуре относительно мало реакционноспособен, при высоких температурах вследствие ослабления связи кислород - кислород активность О 2 возрастает.

Химическое присоединение кислорода называется окислением ,оно бы­вает медленным и быстрым. Медленное окисление - это, например, процессы образования ржавчины на железных предметах, усвоения пищи организмом, гниения органических остатков, старения резины, отверждения масляных красок. Быстрое окисление, часто сопровождаемое появлением пламени,называется горением. В чистом (а также в жидком) кислороде вещества го­рят интенсивнее, чем в воздухе, например воспламеняется тлеющая на воздухе древесная лучина. При окислении веществ кислородом образуются оксиды, например: 2Н 2 S + 3О 2 = 2Н 2 О + 2SО 2 .

Обнаружение. По яркому возгоранию тлеющей лучины (при содержании кислорода более 30%); по коричневому окрашиванию щелочного раствора пирогаллола.

Применение. Кислород хранят и перевозят в стальных баллонах под из­быточным давлением 150 атм на вентиле баллона не должно быть жировой смазки. Кислород используют для сварки и резки металлов и в дыхательных аппаратах, как окислитель ракетных топлив и реагент во многих химико-технологических процессах. Обогащенный кислородом воздух применяется в различных металлургических методах, для газификации бу­рого угля под давлением и др.

Жидкий воздух. Получают по способу Линде, который заключается в сле­дующем. Воздух сжимают и выделяющуюся при этом теплоту отводят; при последующем расширении происходит охлаждение. Путем повторения такой операции с промежуточным охлаждением получают сжиженный воздух при температуре около -190 °С. Жидкий воздух имеет светло-синюю окраску. Его хранят в сосудах Дьюара, которые запрещено закрывать плотной проб­кой. Интенсивность окраски жидкого воздуха при хранении увеличивается, так как более летучий бесцветный азот испаряется. Смеси жидкого воздуха с активным углем, древесной мукой и другими дисперсными материалами взрывчаты.

Трикислород (озон) О 3

Получение. Озон образуется из обычного кислорода (в чистом виде или в воздухе) под действием тлеющего электрического разряда или ультрафиоле­тового излучения (3О 2 « 2О 3). Кислород, получаемый на аноде при электро­лизе разбавленной серной кислоты с применением высокой плотности электри­ческого тока, содержит значительные количества озона.

Свойства. Светло-синий газ с характерным «электрическим» запахом. Взрывается при нагревании. Очень сильный окислитель, но слабее, чем атом­ный кислород. С серебром образует черный пероксид серебра (точная фор­мула неизвестна), при контакте с эфиром или спиртом последние заго­раются.

Применение. Озон используют для обеззараживания питьевой воды, в ме­дицине как дезинфицирующее средство, для обезвреживания промышленных сточных вод.

Атмосферный озоновый слой. Встратосфере (»25 км над поверхностью Земли) озон образуется под действием солнечной радиации, и хотя его количество мало (по сравнению с кислородом воздуха), озона оказывается достаточно для поглощения ультрафиолетового излучения, опасного для всех живых организмов. Таким образом, озоновый слой в стратосфере обеспечивает нормальное развитие органической жизни на Земле.

СОЕДИНЕНИЯ КИСЛОРОДА

Оксиды

Получение.

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление элементов в свободном виде), например, при их горении в атмосфере кис­лорода или на воздухе.

2. Прокаливание гидроксидов или гидратированных оксидов: Сu(ОН) 2 = СuО + Н 2 О.

3. Нагревание солей, разлагающихся с образованием летучих кислотных оксидов (карбонатов, сульфатов, сульфитов, нитратов и др.): СuСО 3 = СuО + СO 2 .

Свойства. Оксиды многих неметаллов, за исключением СО, NO, N 2 О, со­ответствуют кислотам. Они часто получаются в результате термического раз­ложения кислоты или образуют ее при взаимодействии с водой (кислотные оксиды): SO 3 + H 2 O = Н 2 SО 4 .

Оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5) - (+7) также относятся к кислотным оксидам. Например, триоксид хрома при взаимодей­ствии с водой дает хромовую кислоту:

СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4

Оксиды металлов в низких степенях окисления от (+1) до (+4) яв­ляются основными либо амфотерными оксидами, им соответствуют основные или амфотерные гидроксиды, например:

СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2 ; А1 2 О 3 + 3Н 2 О = 2А1(ОН) 3 .

Большинство оксидов металлов в обычных условиях не реагируют с во­дой, и поэтому отвечающие им гидроксиды получают косвенным путем, на­пример через соли:

СuО + 2НС1 = СuС1 2 + Н 2 О, СuС1 2 + 2NaОН = Сu(ОН) 2 + 2NаС1.

Основные оксиды при взаимодействии с типичными кислотными оксидами и кислотами образуют соответствующие соли; так же протекают реакции между кислотными оксидами и типичными основными оксидами или осно­ваниями. Амфотерные оксиды и с кислотными, и с основными оксидами образуют соли.

Гидроксиды

Гидроксиды обязательно содержат группу -О-Н. В зависимости от того, связана ли гидроксигруппа с атомами металла или неметалла, гидроксиды будут обладать основными, кислотными или амфотерными свойствами.

Большинство гидроксидов металлов мало растворимо в воде и осаж­дается при их получении из водного раствора: СuSO 4 + 2NaОН = Сu(ОH) 2(т) + Nа 2 SО 4 .

Обычно при комнатной температуре гидроксиды выпадают в виде сли­зистых, хлопьевидных, часто окрашенных осадков, в которых содержание воды выше, чем это следует из стехиометрической формулы, поэтому им приписывается состав полигидрата оксида. Стехиометрический состав может достигаться при нагревании полигидратированного оксида, но обычно обра­зуются частично обезвоженные гидроксиды-оксиды типа Аl(ОН) или Тl(ОН) 2 .

Окраска малорастворимых гидроксидов:

белая: А1(ОН) 3 , АlO(ОН), Zn(ОН) 2 , Сd(ОН) 2 , Рb(ОН) 2 , Sn(ОН) 2 , Вi(ОН) 3 , ВЮ(ОН), Мg(ОН) 2 ;

светло-зеленая: Fе(ОН) 2 [на воздухе этот гидроксид ста­новится коричневым;

светло-коричневая: Мn(ОН) 2 ;

ярко-зеленая: Ni(ОН) 2 ;

серо-голубая: Сr(ОН) 3 ;

голубая : Сu(ОН) 2 ;

розовая: Со(ОН) 2 ;

Гидроксиды серебра (I) и ртути (II) очень неустойчивы и при комнатной температуре спонтанно распадаются на оксиды и воду.

Пероксиды

Пероксиды обязательно содержат кислородную цепь -О-О- (пероксогруппа), их можно рассматривать как производные пероксида водорода Н-О-О-Н. Важнейшими представителями являются пероксид натрия Nа 2 О 2 и пероксид бария ВаО 2: они содержат пероксид-ионы О*". Если в составе оксида нет цепи -О-О-, то такое соединение нельзя называть пероксидом, например РbО 2 (структурная формула О= Рb=О) представляет собой оксид свинца (IV). Органические пероксиды широко используются как катализаторы полимеризации.

Надпероксиды металлов содержат цепочечный ион О 2 - ; например, при сго­рании калия образуется надпероксид кадия КО 2 .

СЕРА

Элемент сера S в виде выделений вулканических источников из­вестен со II в. до н. э.

Распространение в природе. Сера встречается в свободном виде (само­родная сера) и в виде сульфидов и сульфатов образует много минералов. Входит в состав природного угля, нефти и белковых тел (особенно много серы содержится в кератине волос, перьев и шерсти).

Минералы: сульфиды (колчеданы - светлые с металлическим блеском; блески - темные с металлическим отливом; обманки - темные без металлического бле­ска или чаще светлые, прозрачные), пирит, серный колчедан, железный колчедан FeS 2 , молибденит, молибденовый блеск МоS 2 , халькопирит, медный колчедан FеСuS 2 , аргентит, серебряный блеск Аg 2 S, стибнит, сурьмяный блеск, серая сурьмяная руда Sb 2 S 3 , арсенопирит, миспикель, мышьяковый колчедан FеАsS, сфалерит, цинковая обманка ZnS, киноварь НgS, реальгар Аs 4 S 4 галенит, свинцовый блеск РbS, халькозин, медный блеск Сu 2 S.

Физиологическое действие. Сера - жизненно важный элемент, в связанном виде она содержится во всех высших организмах (составная часть белков).

Для людей свободная сера не ядовита, небольшие количества ее дей­ствуют как слабительное, мелкодисперсная сера раздражает кожу (на этом основано применение лекарственных серосодержащих мазей).

Получение.

1. Выплавление самородной серы из природных залежей, на­пример с помощью водяного пара, и очистка сырой серы перегонкой. При резком охлаждении пара серы получают сублимированную серу в виде мел­кого порошка («серный цвет»).

2. Выделение серы при десульфурации продуктов газификации угля (во­дяной, воздушный и светильный газы), например, под действием воздуха и катализатора - активного угля:

2Н 2 S + О 2 = 2Н 2 O +2S.

3. Выделение серы при неполном сгорании сероводорода (уравнение см. выше), при подкислении раствора тиосульфата натрия: Na 2 S 2 O 3 + 2НС1 = 2NaС1 + SО 2 + Н 2 О + S, и при перегонке раствора полисульфида аммония: (NH 4) 2 S 3 .

Аллотропные модификации. Сера в свободном виде состоит из молекул различной длины (S ¥ , S 12 , S 8 , S 6 , S 2 и др.), и эти молекулы могут упоря­дочиваться различными способами, поэтому существует несколько модифи­каций серы. При комнатной температуре сера находится в виде a-серы (ромбическая модификация), которая представляет собой желтые хрупкие кристаллы без цвета и запаха, не растворимые в воде, но легко растворимые в сероуглероде. Выше 96 °С происходит медленное превращение a-серы в b-серу (моноклинная модификация), которая представляет собой почти белые кристаллические пластинки. Температуры плавления a- и b-серы равны соответственно 118 и 119°С. При плавлении образуется желтая низковязкая l-сера, которая состоит, как и обе модификации твердой серы, из цикличе­ских молекул S 8 . При дальнейшем нагревании циклы S 8 переформировы­ваются в цепи разной длины. Модификация такого строения называется m-серой; это красно-коричневая и очень вязкая жидкость. При повышении температуры окраска становится темно-коричневой и вязкость жидкой серы снова понижается. Жидкая сера кипит при 444,6 °С. При вливании расплав­ленной серы в воду происходит переохлаждение расплава и образование желто-коричневой, резиноподобной, режущейся ножом пластической серы (смесь l- и m-серы), которая на воздухе за несколько минут становится жел­той, мутной и хрупкой.

Химические свойства. При нагревании на воздухе сера сгорает голубым пламенем до диоксида серы SО 2 (с примесью триоксида серы SO 3). При высоких температурах реагирует с металлами, давая соответствующие суль­фиды, и с водородом (и парафином), образуя сероводород Н 2 S. Сера рас­творяется в растворе сульфида аммония с образованием желто-красных полисульфид-ионов, при нагревании серы с раствором сульфита получается соответствующий тиосульфат, а при нагревании с раствором цианида - тиоцианат.

Применение. Сера используется для получения сероуглерода, серной кис­лоты, тиосульфата натрия, сернистых красителей, ультрамаринового синего, при вулканизации каучука, как средство для лечения кожных заболеваний, для защиты растений от мучнистой росы.

Серу вводят в пахотные земли в виде различных сульфатсодержащих удобрений (сульфат аммония, суперфосфат).

СЕРОВОДОРОД. СУЛЬФИДЫ

Сероводород (моносульфан) Н 2 S.

Распространение в природе. Сероводород содержится в серных минеральных источниках, вулканическом и природном газе, большие количества серово­дорода образуются при естественном гниении белковых веществ.

Физиологическое действие. Сероводород очень ядовит. Вдыхание воздуха, содержащего 0,08 % (об.) Н 2 S, в течение 5 – 10 мин приводит к смерти. Как и циановодород сероводород блокирует жизненно важные дыхательные фер­менты (цитохромы). Лабораторные работы с сероводородом следует прово­дить только в вытяжном шкафу.

Обнаружение. По черно-коричневому окрашиванию «свинцовой бумаги» - пропитанной раствором соли свинца (II) и высушенной фильтровальной бу­маги; по черному налету (образование Аg 2 S) на серебре.

Получение.

1. Промышленный способ - выделение из водяного, бытового, коксового и сырого синтезгаза с помощью растворов натриевых солей ами­нокислот, которые поглощают Н 2 S на холоду и выделяют при нагревании или с помощью глубокоохлажденного метанола, также хорошо поглощаю­щего Н 2 S.

2. Обработка сульфида железа (II) хлороводородной кислотой: FеS + 2НС1 = FеС1 2 + Н 2 S.

3. Нагревание серы с парафином.

4. Прямой синтез из водорода и серы (водород пропускают над расплавленной серой).

Последние три способа применяются в лабораторных условиях.

Свойства. Бесцветный газ с запахом гнилых яиц, т. кип. -61 °С. Горит голубым пламенем и при полном сгорании образует диоксид серы: 2Н 2 S + 3О 2 = 2Н 2 О + 2SО 2 .

При внесении в пламя холодных предметов (например, фарфоровых) они покрываются желтым налетом серы из-за неполного сгорания, что соответствует черной копоти при непол­ном сгорании углеводородов (метана, ацетилена).

Сероводород мало растворим в воде, при растворении образуется так называемая сероводородная вода, из которой на воздухе в результате мед­ленного окисления выпадает осадок серы. Сероводород - одна из самых слабых кислот в водном растворе.

Применение. Сероводород используют для получения серы и как реактив количественного анализа в неорганической химии.

Сульфиды

Сульфидами называются соли сероводорода. В более широком смысле это соединения электроположительных элементов с серой, имеющей, таким об­разом, отрицательную степень окисления (-2).

Сульфиды тяжелых металлов являются промышленно важными рудами; их путем обжига на воздухе переводят в оксиды: 2РbS + 3О 2 = 2РbО + 2SО 2 .

Сульфиды щелочных и щелочноземельных элементов, а также сульфид аммония, хорошо растворимы в воде. Остальные сульфиды выделяются в виде характерно окрашенных осадков при введении раствора сульфида аммония в растворы солей металлов, а практически нерастворимые сульфиды (обла­дающие чрезвычайно низкой растворимостью в воде) выпадают даже из кислых растворов солей при введении сероводорода: FеSO 4 + (NН 4) 2 S = FеS (т) + (NH 4) 2 SО 4 , 2ВiС1 3 + 3Н 2 S = Вi 2 S 3(т) + 6НС1.

Сульфиды, осаждаемые из кислых растворов сероводородом:

черные - НgS, Аg 2 S, РbS, СuS оранжевые - Sb 2 S 3 , Sb 2 S 5

коричневые - SnS, Вi 2 S 3 желтые - Аs 2 S 3 , Аs 2 S 5 , SnS 2 , СdS

Сульфиды, осаждаемые из аммиачных растворов под действием суль­фида аммония (NН 4) 2 S: черные - FеS, NiS, СоS, розовый - МnS, белый - ZnS.

КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ

Диоксид серы SО 2

Распространение в природе. Диоксид серы содержится в вулканических газах и отходящих газах, выделяемых при сжигании природного угля.

Получение.

1. Сжигание серы или сероводорода.

2. Обработка сульфитов сильными кислотами: Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + Н 2 О+ SO 2 .

3. Обжиг сульфидных руд, например пирита: 4FеS 2 + 11О 2 = 2Fе 2 О 3 + 8SО 2

4. Восстановительное термическое разложение минералов гипса СаSО 4 2Н 2 О или ангидрита СаSО 4 .

Последние два метода используются в промышленности.

Свойства. Бесцветный тяжелый газ с острым запахом, вызывающий ка­шель. Сжижается при -10 °С. Негорюч, очень легко растворяется в воде. В растворе SО 2 легко окисляется, например, перманганатом калия (быстро) или кислородом воздуха (медленно), до серной кислоты Н 2 SО 4 .

Диоксид серы действует как отбеливающий агент на многие красители; в отличие от необратимого действия белильной извести, обесцвечивание ди­оксидом серы часто обратимо, и окраска возвращается после промывки.

Применение. SО 2 - промежуточный продукт в производстве серной кис­лоты и других соединений серы. Используется для отбеливания бумаги, со­ломы и шерсти, при обработке винных бочек, для сульфохлорирования на­сыщенных углеводородов. Жидкий диоксид серы применяют для очистки нефти.

Сульфиты

При растворении диоксида серы в воде образуется кислотный полигидрат SО 2 *nН 2 О, который ранее изображали условной формулой Н 2 SО 3 (такие молекулы неизвестны) и называли сернистой кислотой. Полигидрат SО 2 *nН 2 О в водном растворе является кислотой средней силы; при нейтрализации этого раствора образуются сульфиты.

Общая формула средних сульфитов М I 2 SО 3 , кислых сульфитов (гидро­сульфитов) М I НSО 3 .

В воде растворимы только сульфиты щелочных элементов, при кипячении растворов этих сульфитов с серой они переходят в соответствующие тио­сульфата. Все сульфиты под действием сильных кислот разлагаются с вы­делением SO 2 .

К важнейшим сульфитам относятся сульфит натрия Nа 2 SО 3 и гидросуль­фит натрия NаНSО 3 . Раствор гидросульфита кальция Са(НSО 3) 2 , называемый «сульфитным щелоком», получают из карбоната кальция (из­вестняка), диоксида серы и воды, он служит средством для извлечения лиг­нина из древесины при получении целлюлозы.

Дисульфиты М I 2 S 2 О 6 - производные от неизвестной в свободном виде дисернистой кислоты Н 2 S 2 О 6 fd ; эти соли (ранее называвшиеся пиросульфитами или метабисульфитами) можно получить при нагревании гидросульфитов: 2KHSO 3 = K 2 S 2 O 5 + H 2 O.

Дисульфит калия К 2 S 2 О 5 широко используется в фотографических про­явителях и закрепителях.

Триоксид серы SО 3

Получение. Каталитическое окисление диоксида серы, отгонка из олеума, термическое разложение К 2 S 2 О 7 на К 2 SО 4 и SО 3 (лабораторный способ).

Свойства. Известны три модификации SО 3 . Наиболее устойчивая – a-SО 3 образуется в виде шелково-блестящих игл, которые на воздухе сильно пах­нут, т. пл. 40°С. Интенсивно реагируют с водой, давая серную кислоту. По­хожая на лед модификация – g-SО 3 имеет т. пл. 16,8°С и т. кип. 44,8 °С.

7. Серная кислота Н 2 SО 4

Получение. Выделение серной кислоты из сульфатов при помощи сильной кислоты с последующим выпариванием Н 2 SО 4 невозможно, так как серная кислота сама сильная и выше 300°С разлагается. Все промышленные методы ее синтеза основаны на получении диоксида серы SО 2 , окислении его в триоксид серы SО 3 и взаимодействии последнего с водой.

Первую стадию производства серной кислоты - получение диоксида Серы - можно вести тремя способами:

Наиболее распространен обжиг сульфидных руд, например пирита. Процесс проводят в трубчатых вращающихся или многоподовых печах, а также в печах с кипящим слоем. Технологические процессы цветной металлургии всегда со­провождаются получением Н 2 SО 4 , так как при обжиге сульфидных руд образуется диоксид серы.

Вторая стадия производства серной кислоты - окисление диоксида серы, этот процесс проводят контактным или нитрозным способом.

Контактным способом осуществляют приблизительно 80 % мирового производства серной кислоты. Способ известен с 1900 г. Продуктом является концентрированная Н 2 SО 4 .

Физические свойства. Бесцветная маслообразная жидкость без запаха, плотность 1,84 г/см 3 при 20 °С. При 338 °С закипает, образуя туман SО 3 .

При разбавлении ее водой происходит сильное разогревание (образова­ние гидратов, например Н 2 SО 4 *Н 2 O), что сопровождается разбрызгиванием жидкости.

Правило разбавления серной кислоты: следует вливать при перемешива­нии кислоту в воду, а не наоборот. Серная кислота очень гигроскопична и поэтому пригодна для осушки многих газов (но не аммиака!).

Химические свойства . Очень сильная двухосновная кислота, уже при уме­ренном разбавлении практически полностью диссоциирует на ионы Н + (точнее, Н 3 O +) и SO 4 2- :

Н 2 S0 4 + 2Н 2 0 = SO 4 2- + 2Н 3 O + .

Гидросульфат-ионы НSО 4 - существуют только в концентрированных раство­рах Н 2 SО 4:

H 2 SO 4 + H 2 O = НSO 4 - + Н 3 O + .

Серная кислота малолетуча и вытесняет многие другие кислоты из их солей, например:

СаF 2 + Н 2 SО 4 = СаSО 4 + 2НF.

РазбавленнаяН 2 SО 4 при взаимодействии с неблагородными металлами (стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода) выделяет водород.

КонцентрированнаяН 2 SО 4 никогда водорода не выделяет (формально даже потому, что не содержит совсем или содержит мало ионов Н 3 О+), реа­гирует как окислитель и переходит чаще всего в SО 2 , а при взаимодействии с сильными восстановителями - в S и Н 2 S. При нагревании Н 2 SО 4 (конц.) окисляет почти все металлы, в том числе и благородные металлы Сu, Нg и аg: Сu + 2Н 2 SО 4 (конц.) = СuSО 4 + 3О 2 + 2Н 2 О.

Обнаружение.

1. Концентрированную серную кислоту удобно идентифи­цировать по обугливанию погруженной в нее лучины.

2. Сульфат-ионы SО 4 2- образуют с ионами Ва 2+ белый мелкокристаллический осадок сульфата ба­рия ВаSО 4 .

Применение. Серная кислота относится к продуктам основного химиче­ского производства. Ее используют в производстве химических волокон (вис­козные шелка, шерсть, полиамидные волокна), удобрений (суперфосфат), взрывчатых веществ, моющих, смачивающих и эмульгирующих средств, кра­сителей, лекарственных препаратов, а также различных сульфатов, простых и сложных эфиров, некоторых кислот (фтороводородная кислота, винная кислота и др.), для рафинирования минеральных масел, при травлении ме­таллов, как компонент различных гальванических электролитов (для процес­сов хромирования, анодного окисления и др.), как электролит свинцовых аккумуляторов и для многих других целей.

Олеум

Дымящая серная кислота содержит избыток триоксида серы, в частности, в форме дисерной кислоты Н 2 S 2 О 7 . Такая жидкая смесь Н 2 SО 4 , Н 2 S 2 О 7 и избыточного SО 3 называется олеумом. Состав олеума указывается про­центным содержанием SО 3 (сверх моногидрата SО 3 *Н 2 О, т. е. 100 %-ой Н 2 SО 4).

Сульфаты - соли серной кислоты.

Сульфаты свинца (II), кальция, стронция и бария очень мало растворимы в воде, большинство других сульфатов легко растворяются в воде. Способ обнаружения их аналогичен способу обнаружения ионов SО 4 2- сер­ной кислоты. Многие сульфаты находятся в земной коре в виде минералов.

Важнейшие природные сульфаты: мирабилит (глауберова соль) - Nа 2 SО 4 *10Н 2 О, эпсомит (горькая, или английская, соль) МgSO 4 *7Н 2 О.

Купоросы - это кристаллогидраты сульфатов некоторых двухвалентных металлов:

железный купорос (светло-зеленый) FеSО 4 *7Н 2 O; медный купорос (голубой) СuSО 4 *5Н 2 О; никелевый купорос (зеленый) NiSО 4 *7Н 2 О; кобальтовый купорос (темно-красный) СоSО 4 *7Н 2 О цинковый купорос (белый) ZnSО 4 -7Н 2 О.

Квасцы - это кристаллогидраты двойных сульфатов:

алюмокалиевые квасцы К 2 SО 4 *А1 2 (SО 4) 3 *24Н 2 О;

хромокалиевые квасцы К 2 SO 4 *Сr 2 (SO 4) 3 *24Н 2 О;

железокалиевые квасцы К 2 SО 4 *Fе 2 (SО 4) 3 *24Н2О.

Соль Мора - это не квасцы, ее состав (NH 4) 2 SО 4 *FеSО 4 *6Н 2 О.

ДРУГИЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ

Дисульфаты - это соли дисерной кислоты Н 2 S 2 O 7 .

Тиосерная кислота Н 2 S 2 О 3 устойчива только при низких температурах (ниже -72°С). Ее соли тиосульфаты – образуются при кипячении растворов сульфитов металлов с избытком серы:

Na 2 S 2 O 3 + S = Н 2 S 2 О 3 .

Получить кислоту Н 2 S 2 О 3 вытеснением ее из тиосульфатов с помощью сильной кислоты не удается, так как она разлагается: Nа 2 S 2 О 3 + 2НС1 = 2NаС1 + SО 2 + S + Н 2 О.

Пероксодисерная кислота Н 2 S 2 О 8 , или в более точной записи Н 2 S 2 О 6 (О 2), содержит пероксогруппу - О - О - , в свободном виде очень неустойчива. Ее соли - пероксодисульфаты - очень сильные окислители, например пероксодисульфат калия К 2 S 2 О 8 . Известна также пероксомоносерная кислота (кис­лота Каро) Н 2 SО 3 (О 2).

Дитионистая кислота Н 2 S 2 О 4 в свободном виде не известна, но получена ее соль дитионит натрия Nа 2 S 2 О 4 , которая используется в качестве восстано­вителя, например при синтезе кубовых красителей, при вытравном печатании и в процессах отбеливания. Дитионит натрия получают пропусканием диок­сида серы в водную суспензию цинка: Zn + 2SО 2 = Zn 2+ + S 2 O 4 , с последующим удалением из раствора ионов Zn 2+ добавлением карбоната натрия и кристаллизацией Na 2 S 2 О 4 . Ион S 2 О 4 2- содержит прямую связь сера - сера.

Дитионовая кислота Н 2 S 2 О 6 , ее соли дитионаты, и тетратионовая кислота Н 2 S 4 О 6 , ее соли тетратионаты, существуют только в разбавленном водном растворе. Они содержат связанные непосредственно в цепочку два и четыре атома серы. Дитионат марганца (П) образуется при обработке диоксида мар­ганца (пиролюзита) диоксидом серы: MnO 2 + 2SO 2 = MnS 2 O 6 .

Тетратионат натрия получается при взаимодействии тиосульфата натрия с йодом:

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Nа 2 S 4 О 6 + 2NаI.

Другие кислородсодержащие кислоты серы - это сульфоксиловая кислота Н 2 SО 2 , тиосернистая кислота Н 2 S 2 О 2 , три-, пента- и гексатионовые кислоты Н 2 S 3 О 6 , Н 2 S 5 О 6 и Н 2 S 6 О 6 , их соли три-, пента- и гексатионаты.

Дихлорид дисеры S 2 С1 2 - оранжево-желтая, иногда бесцветная, дымящая во влажном воздухе жидкость с характерным удушливым запахом. Обра­зуется при нагревании серы с недостатком хлора. Применяют при вулкани­зации каучука.

Гексафторид серы SF 6 - бесцветный газ без запаха. Химически инертен. В технике применяют как газовый электрический изолятор.

Сульфурилхлорид SСl 2 О 2 и тионилхлорид SС1 2 О - бесцветные жидкости, образующие на воздухе туман и вызывающие сильный кашель. Они полностью гидролизуются водой:

SС1 2 О 2 + 2Н 2 О = Н 2 SО 4 + 2НС1; SС1 2 О + Н 2 О = SО 2 + 2НС1.

Известна также хлорсульфоновая кислота НSО 3 С1.

СЕЛЕН, ТЕЛЛУР, ПОЛОНИЙ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

Открытие. Селен Sе открыт в 1817 г. в шламе свинцовых камер (продук­ционных башен) сернокислотного завода (Берцелиус, Швеция).

Распространение. Селен - редкий элемент; собственных минералов не имеет. Содержится в небольших количествах (вместе с теллуром) в самород­ной сере и сульфидных рудах.

Получение. Выделение из анодного шлама медеэлектролитических уста­новок. С этой целью шлам обрабатывают раствором гидроксида натрия и диоксидом серы:

2SeO 2 + 2SO 2 + 2OН - = 2SО 4 2- + Sе + Н 2 О.

Твердый селен отделяют и очищают дистилляцией.

Свойства . Селен имеет две аллотропные модификации.

Серый (металлический) селен - вещество серого цвета, со слабым бле­ском. Не растворяется в сероуглероде. Электрическое сопротивление этой модификации резко (в »1000 раз) снижается на свету (по сравнению с электрическим сопротивлением в темноте). Устойчивая модификация.

Красный селен - неметаллическое вещество красного цвета. Растворим в СS 2 с образованием желтого раствора. Термодинамически неустойчивая модификация.

Селен на воздухе сгорает голубым пламенем, распространяя характерный запах гнилой редьки. В результате образуется белый твердый диоксид се­лена SеО 2 . Серый селен переходит в красный селен при растворении в го­рячей концентрированной серной кислоте и выливании полученного зеленого раствора в большой объем воды.

Применение . Селен используют в производстве фотоэлементов и выпрями­телей электрического тока.

Соединения селена. Свойства соединений селена аналогичны свойствам соединений серы. Наиболее известны селеноводород Н 2 Sе (производные - селениды); диоксид селена SеО 2 - белое твердое вещество, с водой образует селенистую кислоту Н 2 SеО 3 (соли - селениты); селеновая кислота Н 2 SеО 4 , равная по силе серной кислоте; ее соли - селенаты, из которых очень мало растворим в воде селенат бария ВаSеO 4 .

Теллур Те, как правило, сопровождает селен и серу в природных сульфидах, достаточно редкий элемент. Открыт в 1782 г. в золотоносных породах (Мюллер фон Райхенштейн, Венгрия). Представляет собой серебристо-белый мягкий, но хрупкий металл. Используется в полупро­водниковой технике. Теллуроводород Н 2 Те (производные - теллуриды) про­являет более сильные кислотные свойства, чем селеноводород, но по отноше­нию к кислороду воздуха намного более устойчив.

Полоний Ро открыт в 1898 г. в урановой смоляной руде (М. Склодовская-Кюри и П. Кюри, Франция). Очень редкий радиоактивный элемент. Полу­чается искусственно облучением висмута в ядерных реакторах; наиболее долгоживущий изотоп - полоний-209 (период полураспада 102 года). Представляет собой серебристо-белый блестящий металл, светится постоянной голубой люминесценцией. Во всех соединениях полоний ведет себя как типичный металл.

Селен и теллур находятся в VI группе периодической системы и являются аналогами серы. На внешнем электронном уровне у селена и теллура находятся по 6 электронов: Se 4s 2 4p 4 ; Te 5s 2 5p 4 , поэтому они проявляют степени окисления IV, VI и -II. Как и в любой группе периодической системы по мере роста атомной массы элемента, кислотные свойства элемента ослабевают, а основные возрастают, поэтому у теллура проявляется целый ряд основных (металлических свойств) и не удивительно, что первооткрыватели приняли его за металл.

Для селена характерен полиморфизм, существуют 3 кристаллические и 2 аморфные модификации.

Стекловидный селен получается быстрым охлажденным расплавленного селена, состоит из кольцевых молекул Se 8 и колец до 1000 атомов.

Красный аморфный селен образуется, если быстро охлаждать пары Se, в основном состоит из неправильно ориентированных молекул Se 8 , он растворяется в СS 2 при кристаллизации получают две кристаллические модификации:

t пл 170 0 С t пл 180 0 C

медленной быстрой

построенны из молекул Se 8 .

Наиболее устойчив серый гексагональный селен , состоящий из бесконечных цепей атомов селена. При нагревании все модификации переходят в последнюю. Это единственная полупроводниковая модификация. Она имеет: t пл 221 0 С и t кип 685 0 С. В парах наряду с Se 8 присутствуют и молекулы с меньшим числом атомов вплоть до Se 2 .

У теллура все более просто - наиболее устойчив гексагональный теллур, с t пл 452 0 С и t кип 993 0 С. Аморфный теллур – это мелкодисперсный гексагональный теллур.

Селен и теллур устойчивы на воздухе, при нагревании горят, образуя диоксиды SeO 2 и TeO 2 . При комнатной температуре не реагируют с водой.

При нагревании аморфного селена до t 60 0 С, начинает реагировать с водой:

3Se + 3Н 2 О = 2Н 2 Se + Н 2 SeО 3 (17)

Teллур менее активен и реагирует с водой выше 100 0 С. Со щелочами реагируют при более мягких условиях, образуя:

3Se + 6NaOH = 2Na 2 Se + Na 2 SeO 3 + 3H 2 O (18)

3Te + 6NaOH = 2Na 2 Te + Na 2 TeO 3 + 3H 2 O (19)

C кислотами (НСl и разбавленой H 2 SO 4) не реагируют, разбавленная HNO 3 окисляет их до H 2 SeO 3 ; H 2 TeO 3 , если кислота концентрированная, то она окисляет теллур до основного нитрата Te 2 O 3 (OH)NO 3 .

Концентрированная H 2 SO 4 растворяет селен и теллур, образуя

Se 8 (HSO 4) 2 – зеленые H 2 SeO 3

Te 4 (HSO 4) 2 – красные Te 2 O 3 SO 4

½ растворы

малоустойчивы

выделяются Se и Te

Для Se как и для S характерны реакции присоединения:

Na 2 S + 4Se = Na 2 SSe 4 (наиболее устойчивы) (20)

Na 2 S + 2Тe = Na 2 SТe 2 (наиболее устойчивы) (21)

в общем случае Na 2 SЭ n , где Э = Se, Te.

Na 2 SO 3 + Se Na 2 SeSO 3 (22)

селеносульфат

Для теллура такая реакция происходит только в автоклавах.

Se + KCN = KSeCN (для теллура неизвестна) (23)

С водородом селен взаимодействует при температуре 200 0 С:

Se + H 2 = H 2 Se (24)

Для теллура реакция протекает с трудом и выход теллуроводорода мал.

Селен и теллур взаимодействуют с большинством металлов. В соединениях для селена и теллура характерны степени окисления -2, +4, известны и +6.

Соединения с кислородом.Диоксиды. SeO 2 – белый, t возг. – 337 0 С, растворяется в воде, образуя H 2 SeO 3 – нестойкая, при температуре 72 0 С разлагается по перетектической реакции.

ТеО 2 – более тугоплавок, t пл. – 733 0 С, t кип. – 1260 0 С, не летуч, мало растворим в воде, легко растворяется в щелочах, минимум растворимости приходится на рН ~ 4, из раствора выделяется осадок H 2 TeO 3 , нестойка и при высушивании распадается.

Триоксиды. Высшие оксиды получаются при действии сильных окислителей.

SeO 3 (напоминает SO 3) реагирует с водой, образуя H 2 SeO 4 , t пл. ~ 60 0 С, сильный окислитель, растворяет Au:

2Au + 6H 2 SeO 4 = Au 2 (SeO 4) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O (25)

в смеси с НCl растворяет Pt.

ТeO 3 – малоактивное вещество, существует в аморфной и кристаллической модификациях. Аморфный триоксид при длительном воздействии горячей воды гидратируется, переходя в орто-теллуровую кислоту H 6 TeO 6 . Растворяется в концентрированных растворах щелочей при нагревании, образуя теллураты.

H 2 TeO 4 имеет три разновидности: орто-теллуровая кислота H 6 TeO 6 хорошо растворима в H 2 O, ее растворы не дают кислую реакцию, очень слабая кислота, при обезвоживании получается полиметателлуровая кислота (H 2 TeO 4) n нерастворимая в воде. Аллотеллуровая кислота получается нагреванием орто-теллуровой кислоты в запаянной ампуле, смешивается с водой в любых отношениях и имеет кислый характер. Является промежуточной, в цепи 6 – 10 молекул, нестойкая, при комнатной температуре переходит в орто-теллуровую кислоту, а при нагревании на воздухе быстро превращается в H 2 TeO 4 .

Соли. Для селенатов соли тяжелых металлов хорошо растворимы в воде, мало растворимы селенаты ЩЗМ, свинца и в отличие от сульфатов, Ag и Tl. При нагревании образуют селениты (отличие от сульфатов). Селениты более устойчивы, чем сульфиты, их можно расплавить в отличие от сульфитов.

Теллураты Na 2 H 4 TeO 6 – ортотеллурат существует в двух модификациях, полученный при низких температурах, растворим в воде, при высоких – не растворим. При обезвоживании получается Na 2 TeO 4 не растворимый в воде. Малой растворимостью отличаются теллураты тяжелых и ЩЗМ. В отличие от теллурата, теллурит натрия растворим в воде.

Гидриды. Н 2 Se и Н 2 Тe газы, растворяются в воде и дают более сильные кислоты, чем H 2 S. При нейтрализации щелочами образуют соли, аналогичные Na 2 S. Для теллуридов и селенидов, как и для Na 2 S, характерны реакции присоединения:

Na 2 Se + Se = Na 2 Se 2 (26)

Na 2 Se + nS = Na 2 SeS n (27)

В общем случае образуются Na 2 ЭS 3 и Na 2 ЭS 4 , где Э – селен и теллур.

Хлориды. Если для серы наиболее устойчив S 2 Cl 2 , то для селена подобное соединение известно, однако наиболее устойчив SeCl 4 , для теллура ТeCl 4 . При растворении в воде SeCl 4 гидролизируется:

SeCl 4 + 3H 2 O = 4НCl + H 2 SeO 3 (28)

ТeCl 4 растворяется без заметного гидролиза.

Для ТeCl 4 известны комплексы: K 2 TeCl 6 и KTeCl 5 , с хлоридом алюминия образует катионные комплексы + - . В некоторых случаях образует комплексы и селен, но для него известны лишь гексахлорселенаты: M 2 SeCl 6 .

При нагревании возгоняются и диссоциируют:

SeCl 4 = SeCl 2 + Cl 2 (29)

при конденсации диспропорционируют:

2ТeCl 2 = Те + TeCl 4 (30)

Известны фториды, бромиды, иодиды образуются только у теллура.

Сульфиды. При сплавлении с серой соединений не образуется. При действии H 2 S на соли селена и теллура можно осадить TeS 2 и смесь SeS 2 и SeS (считают, что это смесь S и Se).

Синтезом, путем замещения в молекуле S 8 серы на селен, получены Se 4 S 4 , Se 3 S 5 , Se 2 S 6 , SeS 7 , замещение происходит через один атом серы.

В подгруппу кислорода входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный металл). Это р-элементы VI группы периодической системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены , что означает «образующие руды».

Свойства элементов подгруппы кислорода

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня - ns 2 nр 4 . Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами - обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окис­ления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обыч­но -2 и в соединении со фтором +2. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали . Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и +2 (например, в Н 2 О и ОF 2). Таковы же валентность и степени окисления у а тома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр — , а затем 3s -электроны (показано стрелками). Число неспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO 2), а во втором - шести (например, в SO 3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы - селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, +2, +4 и +6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н 2 R (R — символ элемента): Н 2 О, Н 2 S , Н 2 S е, Н 2 Те. Они называ ются хальководородами . При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом по­рядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н 2 R . Вода, диссоциирующая на ионы Н + и ОН — , является амфотерным электролитом .

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа R О 2 и R О 3- . Им соответствуют кислоты типа Н 2 R О 3 и Н 2 R О 4- . С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убы вает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа Н 2 R О 3 также и восстановительные.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур - неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электричество.