Элементы 6 а группы. Общая характеристика. Водородные соединения.оксиды и гидроксиды серыселена,теллура.сравнение свойств селена и теллура со свойствами кислот серы

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы: О;S;Se;Te;Po.Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: ns2np4– на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислород проявляет только -1 – в пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – О2F2, ОF2 т. к. у него нет d-под-уровня и электроны разъединяться не могут, и валентность всегда – 2; S – все, кроме +1 и -1. У серы появляется d-подуровень и электроны с 3р и с 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность серы – 2 – в SО, 4 – в SО2, 6 – в SО3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентности у селена, теллура и полония также 2, 4, 6. Значения степеней окисления отражены в электронном строении элементов: О – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды. Водород в этих соединениях может быть замещен на ионы металлов. Степень окисления всех халькогенов в соединении с водородом -2 и валентность тоже 2. При растворении хальководородов в воде образуются соответствующие кислоты. Эти кислоты – восстановители. Сила этих кислот сверху вниз возрастает, т. к. уменьшается энергия связи и способствует активной диссоциации. Кислородные соединения халькогенов отвечают формуле: RО2 и RО3 – кислотные оксиды. При растворении этих оксидов в воде они образуют соответствующие кислоты: Н2RО3 и Н2RO4. В направлении сверху вниз сила этих кислот убывает. Н2RО3 – кислоты-восстановители, Н2RO4 – окислители.

Кислород — самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47,0% от массы земной коры. Его содержание в воздухе оставляет 20,95% по объему или 23,10% по массе. Кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы.В лабораторных условиях кислород получают:— разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора MnO2:2KClO3 = 2KCl+3O2 —разложением при нагревании перманганата калия:2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2 При этом получается очень чистый кислород.можно также получить кислород электролизом водного раствора гидроксида натрия (электроды никелевые);Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (tкип=-195°C), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, так как его температура кипения выше (-183°С). Широко распространен способ получения кислорода, основанный на электролизе воды.В нормальных условиях кислород — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1 л воды при 20°С растворяется 31 мл кислорода). При температуре -183°С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягивается в магнитное поле.Природный кислород содержит три стабильных изотопа 168O (99,76%), 178О (0,04%) и 188О (0,20%). Искусственным способом получены три нестабильных изотопа — 148О, 158О, 198О.Для завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов. Энергично принимая их, кислород проявляет степень окисления -2. Однако в соединениях со фтором (OF2 и O2F2) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1, а фтора -1.Молекула кислорода состоит из двух атомов О2. Химическая связь ковалентная неполярная.Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и платины. Скорость реакции кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы веществ, температуры и других условий. Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кислороде воздуха уже при комнатной температуре.С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой — до 250°С, с водородом — более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) — при 700-800°С.4Р+5О2=2Р2О52Н2+O2=2Н2О S+O2=SO2 С+O2=СO2При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2=2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Рассмотренные реакции сопровождаются выделением как теплоты, так и света. Такие процессы с участием кислорода называют горением. Поотносительной электроотрицательности кислород является вторым элементом. Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он является окислителем, т.к. принимает электроны. Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода. Это окислительно-восстановительные процессы.Для ускорения процессов окисления вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом. Кислород используют для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство азотной, серной кислот, искусственного жидкого топлива, смазочных масел и других веществ).Металлургическая промышленность расходует довольно много кислорода. Кислород используют для получения высоких температур. Температура кислородно-ацетиленового пламени достигает 3500°С, кислородно-водородного — 3000°С В медицине кислород применяют для облегчения дыхания. Его используют в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере.

Сера— один из немногих химических элементов, которыми уже несколько тысячелетий пользуется человек. Она широко распространена в природе и встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так а в соединениях. Минералы, содержащие серу, можно разделить на две группы — сульфиды (колчеданы, блески, обманки) и сульфаты. Самородная сера в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. В СНГ месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.К минералам первой группы относятся свинцовый блеск PbS, медный блеск Cu2S, серебряный блеск — Ag2S, цинковая обманка — ZnS, кадмиевая обманка — CdS, пирит или железный колчедан — FeS2, халькопирит — CuFeS2, киноварь — HgS.К минералам второй группы можно отнести гипс CaSO4•2Н2О, мирабилит (глауберова соль) — Na2SO4•10Н2O, кизерит — MgSO4•Н2О.Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти. Получение1. При получении серы из природных соединений, например из серного колчедана, его нагревают до высоких температур. Серный колчедан разлагается с образованием сульфида железа (II) и серы: FeS2=FeS+S 2. Серу можно получить окислением сероводорода недостатком кислорода по реакции: 2H2S+O2=2S+2Н2O3. В настоящее время распространено получение серы восстановлением углеродом диоксида серы SO2 — побочного продукта при выплавке металлов из сернистых руд:SO2+С = СO2+S4. Отходящие газы металлургических и коксовых печей содержат смесь диоксида серы и сероводорода. Эту смесь пропускают при высокой температуре над катализатором: H2S+SO2=2H2O+3S Сера представляет собой твердое хрупкое вещество лимонно-желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворима в сероуглероде CS2 анилине и некоторых других раство-рителях.Плохо проводит тепло и электрический ток. Сера образует несколько аллотропных модификаций:Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов:3216S,3316S,3416S,3616S. Химические свойстваАтом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2.Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (Na2S, H2S). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4, +6.Нахолоду сера сравнительно инертна, но с повышением температуры ее реакционная способность повышается. 1. С металлами сера проявляет окислительные свойства. При этих реакциях образуются сульфиды (с золотом, платиной и иридием не реагирует): Fe+S=FeS
2. С водородом при нормальных условиях сера не взаимодействует, а при 150-200°С протекает обратимая реакция:H2+S«H2S 3. В реакциях с металлами и с водородом сера ведет себя как типичный окислитель, а в присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства.S+3F2=SF6 (с иодом не реагирует)4. Горение серы в кислороде протекает при 280°С, а на воздухе при 360°С. При этом образуется смесь SO2 и SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. При нагревании без доступа воздуха сера непосредственно соединяется с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства: 2Р+3S=P2S3 2S + С = CS26. При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя в основном как восстановитель:

7. Сера способна к реакциям диспропорционирования. Так, при кипячении порошка серы с щелочами образуются сульфиты и сульфиды: Серу широко применяют в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: при этом каучук превращается в резину.В виде серного цвета (тонкого порошка) серу применяют для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Ее употребляют для получения пороха, спичек, светящихся составов. В медицине приготовляют серные мази для лечения кожных заболеваний.

31 Элементы IV А подгруппы.

Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) — элементы 4 группы главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец — металлы. Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: -4; +2; +4.

Элемент	Электр.формула	рад нм	ОЭО	С.О.
C	2s22p2	0.077	2.5	-4; 0; +3; +4
14Si	3s23p2	0.118	1.74	-4; 0; +3; +4
32Ge	4s24p2	0.122	2.02	-4; 0; +3; +4
50Sn	5s25p2	0.141	1.72	0; +3; +4
82Pb	6s26p2	0.147	1.55	0; +3; +4

C Si Ge Sn Pb

--------------------->(металлические свойства возрастают)