Элементы 6 группы главной подгруппы егэ

К элементам главной подгруппы VI группы периодической таблицы Менделеева относятся:

• Кислород O
• Сера S
• Селен  Se
• Теллур  Te
• Полоний Po

Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы

От O к Po (сверху вниз в
периодической таблице)

Увеличивается

• атомного радиуса,
• металлических, основных,
  восстановительных свойств,

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизация,
• сродство к электрону.

Электронные конфигурации
у данных элементов схожи, все они содержат 6 электронов на внешнем слое ns²np⁴:

O – 2s² 2p⁴;

S – 3s²3p⁴;

Se – 4s² 4p⁴;

Te – 5s² 5p⁴;

Po – 6s² 6p⁴

Электронное строение кислорода и серы

Нахождение в природе кислорода и серы

Кислород занимает первое место среди элементов по
распространенности в земной коре. Содержится
он главным образом в силикатах и составляет около 47 % массы твёрдой земной
коры. В больших количествах связанного кислорода содержится в воде — 85,82 % по
массе. Также кислород содержится более, чем в 1500 соединений земной коры. В атмосфере доля свободного кислорода
составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Сера встречается в виде самородной серы, сульфатов (CaSO₄∙2H₂O, CaSO₄∙H₂O, Na₂SO₄∙10H₂O, MgSO₄∙7H₂O), сульфидов (FeS₂, CuS, CuFeS₂, PbS, ZnS, HgS) и в промышленных газах.

Самородная сера встречается в местах
вулканической активности совместно с сернистыми фумаролами и сернистыми водами
(с содержанием > 25 %).

Аллотропные модификации серы

Кислород

Способы получения кислорода

В
природе

Кислород образуется в процессе фотосинтеза:

mCО₂ + nH₂O → mO₂ + Сm(H₂O)n

Промышленный способ

• Разделение жидкого воздуха на О₂ и N₂ (ректификация);

• электролиз воды:

2H₂O → 2Н₂↑ + О₂↑

Лабораторный
способ

• термическое окислительно-восстановительное разложение солей:

2КСlO₃ = 3О₂↑ + 2KCI

2КМпO₄ = О₂↑ + МпО₂ + К₂МпО₄↑

2KNO₃ = О₂↑ + 2KNО₂

2Cu(NO₃)O₂ = О₂↑ + 4NО₂↑ + 2CuO

2AgNO₃ = О₂↑ + 2NО₂↑ +2Ag

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂ (kt — MnO₂)

2HgO = 2Hg + O₂

• Для автономного дыхания кислород получают в герметически замкнутых помещениях и в аппаратах при помощи реакции:

2Na₂O₂ + 2СO₂ = О₂↑ + 2Na₂CO₃

Физические свойства кислорода

При обычных условиях молекулярный кислород O₂ – это малорастворимый в воде газ без цвета, запаха
и вкуса.

При сильном охлаждении под давлением переходит в бледно — голубую жидкость с Т_кип = — 183°С. При Т = -219°С образует сине — голубые кристаллы.

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.

Вступает во
взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со
многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или
при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal₂, благородные газы).

Большинство реакций с участием О₂ экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

• Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:

Me + О₂ = Ме_xO_y оксиды

• С щелочными металлами в результате реакций образуются различные кислородсодержащие продукты:

4Li + О₂ = 2Li₂O оксид лития

2Na + О₂ = Na₂О₂ пероксид натрия

К + О₂ = КО₂ супероксид калия

• С железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O₂ =
Fe₃O₄ (Fe₂O₃*FeO)

• С марганцем образуется диоксид марганца:

Mn + O₂ = MnO₂

С неметаллами

При
взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды,
со степенью окисления кислорода – 2:

Si + O₂ = SiO₂ (t=400-500⁰С)

С + О_2(изб) = СО₂; С + О_2(нед) =
СО

N₂ +О₂ = 2NO — Q

S + О₂ = SО₂;

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Окисление сложных веществ

Горение сульфидов

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Горение водородных соединений

4HI + О₂ = 2I₂ + 2Н₂O

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ +
2H₂O

CH₄ +
2O₂ = CO₂ + 2H₂O

Окисление
оксидов

Кислород окисляет
входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:

4FeO + О₂ = 2Fe₂О₃

2SО₂ + О₂ = 2SО₃

4NО₂ + О₂ + 2H₂O = 4HNО₃

Окисление гидроксидов и солей

Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO₂ + O₂ = 2HNO₃

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O
= 4Fe(OH)₃

Окисление аммиака

В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):

4NH₃ + 3О₂ =2N₂ + 6Н₂O

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂O

Окисление
фосфина

На
воздухе самопроизвольно воспламеняется:

2PH₃ + 4О₂ = P₂О₅ + 3Н₂O

Окисление
силана

На воздухе он самовоспламеняется (часто
со взрывом) с образованием SiO₂ и H₂O:

SiH₄ + 2О₂ = SiО₂ + 2Н₂O

Окисление органических веществ

• Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха полностью:

C_xH_y + О₂ = CО₂ + Н₂O

Продукты
окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:

С → CO₂

Н → Н₂O

Hal → Hal₂

N → N₂

P → P₂O₅

S → SO₂

Например:

2C₂H₅ + 4О₂ = 4CО₂ + 5Н₂O

C₂H₅Сl + 3О₂ = 2CО₂ + 2Н₂O + HCl

2C₂H₅NH₂ + 8,5О₂ = 4CО₂ + 7Н₂O + N₂

Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:

• каталитическое окисление алканов, с образованием спиртов или кислот:

СН₃-СН₂-СН₂-СН₃ + 3O₂ → 2СН₃-СOOH + 2H₂O

• каталитическое окисление алкенов, с образованием окиси этилена:

• окисление первичных спиртов до альдегидов, вторичных – до кетонов:

• окисление альдегидов до кислот:

Сера

Способы получения серы

Промышленный способ

• Извлечение самородной серы из ее месторождений или
  вулканов
• Получение серы из серной руды с помощью пароводяного,
  фильтрационного, термического, центрифугального и экстракционного методов.
• Переработка природных газов, содержащих H₂S и их окисление при недостатке О₂.

Лабораторный
способ

• Взаимодействие SО₂ и H₂S в водном растворе:

SО₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂О

• Неполное окисление сероводорода:

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Физические свойства серы

Сера — твердое хрупкое
вещество желтого цвета. Не смачивается водой и практически нерастворимо в ней.
Имеет несколько аллотропных модификаций. См. аллотропные модификации серы.

Химические свойства серы

При
обычных температуре и давлении химическая активность серы небольшая. При
нагревании сера довольно активна, и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

Свойства окислителя сера проявляет при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе, а свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и правее в Периодической системе.

Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.

Взаимодействие с простыми веществами

С
кислородом

Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):

S + O₂ → SO₂

В присутствии
катализаторов:

2S + 3O₂ = 2SO₃

С водородом

С водородом сера вступает
в реакцию при нагревании, образуя сероводород:

S + H₂ → H₂S

С
галогенами

При
взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода образуются галогениды:

S + Cl₂ → SCl₂ (S₂Cl₂)

S + 3F₂ → SF₆

С
фосфором

Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидов фосфора

2P + 3S → P₂S₃

2P + 5S → P₂S₅

С углеродом

В реакции серы с углеродом образуется сероуглерод:

2S + C → CS₂

С металлами

При
взаимодействии с металлами сера выступает
в качестве окислителя, образуя сульфиды.

Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) –при нагревании:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

3S + 2Al → Al₂S₃

S + Сu = CuS

S + 2Ag = Ag₂S

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Сера вступает в реакцию диспропорционирования
с перегретым паром:

S + H₂O _(пар) → 2H₂S + SO₂

С окислителями

В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO₂ или до серной кислоты H₂SO₄ при протекании реакции в растворе:

S + 2HNO₃(_разб.) = H₂SO₄ + 2NO↑

S + 6HNO₃(_конц.)  → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄(_конц.)→ 3SO₂↑ + 2H₂O

S + 2KClO₃ → 3SO₂↑ + 2KCl

S + К₂Сr₂O₇ = Сr₂O₃ + K₂SO₄

S + Na₂SO₃ → Na₂S₂O₃

С щелочами

При взаимодействии с щелочами сера диспропорционирует до сульфита и сульфида:

S + NaOH → Na₂SO₃ + Na₂S + H₂O

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.

Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны
«вручную», располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое «сходство»:

• B₅ — 1s²2s²2p¹
• Al₁₃ — 1s²2s²2p⁶3s²3p¹

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns²np¹. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s²2p¹, алюминия — 3s²3p¹, галия — 4s²4p¹,
индия — 5s²5p¹ и таллия — 6s²6p¹. За «n» мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».

Длина связи

Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а
HI — самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации —
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H₂O, H₂S, H₂Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H₂SO₄, SO₃.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO₃, а, к примеру, для IIIa группы — R₂O₃. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO₃, SeO₃, TeO₃ и IIIa группы: B₂O₃, Al₂O₃,
Ga₂O₃.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H₂O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H₂S, H₂Se, H₂Te, H₂Po.

2. Элементы
подгруппы кислорода.

§ 2.1. Общая
характеристика элементов подгруппы кислорода

К элементам
главной подгруппы VI группы относятся кислород O, сера S, селен
Se, теллур Te и радиоактивный полоний Po. Электронная
конфигурация внешнего электронного слоя атомов этих элементов (иногда
называемых халькогенами) — ns²np⁴,
для приобретения конфигурации инертного газа атомам не хватает только двух
электронов, что объясняет их склонность проявлять окислительные свойства. При
переходе от кислорода к полонию окислительные свойства простых веществ
ослабляются. Наибольшей окислительной способностью обладают кислород и сера,
являющиеся типичными неметаллами. Селен и теллур занимают промежуточное
положение между неметаллами и металлами, а полоний — типичный металл.

Для всех
элементов подгруппы (кроме полония) характерна степень окисления –2. Все
элементы, за исключением кислорода, образуют также соединения, где их степень
окисления равна +4 или +6; это связано с наличием свободной d — орбитали
в электронной оболочке атома.

Первый
представитель группы кислород по электроотрицательности уступает только фтору,
поэтому для него почти всегда характерна степень окисления –2. В соединениях со
фтором степень окисления кислорода +2, в пероксидах — (–1).

Кислород
имеет три стабильных изотопа: ¹⁶O, ¹⁷O и ¹⁸O.
В свободном состоянии находится в виде двух аллотропных модификаций — кислорода
O₂ (газ без цвета и запаха) и озона O₃ (газ с
характерным запахом).

Кислород —
самый распространенный элемент на Земле, он составляет 49,13% от общей массы
Земной коры, а также около 90% массы Мирового океана. В воздухе его содержание
по объему составляет 21%. Кроме того воздух содержит 78% азота и 1% других
газов. Сера встречается в природе в виде залежей самородной серы, сульфидов (в
минералах и нефти) и сульфатов (в минералах, морской и речной воде). Основные сульфидные
полезные ископаемые: железный колчедан FeS₂, цинковая
обманка ZnS и галенит PbS; сульфатные — гипс CaSO₄
и барит BaSO₄. Соединения серы содержатся также в природном
газе (в виде примесей сероводорода). Всего в земной коре около 0,03% серы;
морская вода содержит примерно 0,1% серы.

Сера имеет
четыре стабильных изотопа: ³²S, ³³S, ³⁴S и ³⁶S.
Как и для кислорода, для серы характерно наличие аллотропных модификаций. В
обычных условиях устойчива ромбическая сера — твердое вещество желтого
цвета, кроме нее существуют сера моноклинная, состоящая из циклических
молекул S₈, и пластическая сера. Наиболее устойчива из них
ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются
другие модификации. Важнейшие свойства элементов подгруппы кислорода и
образованных ими простых веществ представлены в табл.2.1.

Таблица 2.1

Свойства
элементов
подгруппы кислорода и простых веществ

Атомный номер	Название, химический символ	Потенциал ионизации, эВ	ЭО	Степени окисления	r , г/см3	tпл, oC	tкип, oC
8	Кислород O	13,6	3,44	–2, –1, 0, +1, +2	1,27 ( ж .)	–219	–183
16	Сера S	10,4	2,58	–2, 0, +2, +3, +4, +5, +6	2,07	119	445
34	Селен Se	9,8	2,55	–2, 0, +4, +6	4,79	217	685
52	Теллур Te	9,0	2,10	–2, 0, +4, +6	6,25	450	990
84	Полоний Po	8,4	2,0	0, +2, +4	9,32	282	962

С
увеличением атомной массы от кислорода к теллуру возрастают температуры
плавления и кипения, а также плотность простых веществ, образуемых элементами.
В той же последовательности темнеет окраска неметаллических модификаций: O₂
— бесцветный, S — желтая, Se — красный, Te — коричневый.

§ 2.2.
Кислород и озон

КИСЛОРОД O₂ впервые был получен
К. Шееле в 1770 г. при нагревании селитры. В 1774 г. Дж. Пристли получил его
разложением оксида ртути. Кислород — бесцветный газ без запаха, плохо растворим
в воде; жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, t_пл = –219
° C, t_кип = –183 ° C.

Химические
свойства. 1. В силу
высокой окислительной способности кислород реагирует с большинством металлов
уже при комнатной температуре, образуя основные оксиды.

При
окислении кислородом щелочных металлов только для лития характерно образование
оксида Li₂O. Остальные щелочные металлы и барий при взаимодействии с
кислородом образуют пероксиды и надпероксиды. Так, наиболее
устойчивыми продуктами, образующимися при сгорании натрия и бария в атмосфере
кислорода, являются пероксиды:

2Na + O₂ = Na₂O₂;

Ba + O₂ = BaO₂ .

При сгорании
остальных щелочных металлов в атмосфере с повышенным давлением кислорода
образуются надпероксиды, содержащие ион :

K + O₂
= KO₂.

2. При
нагревании кислород активно взаимодействует и с неметаллами (за
исключением гелия, неона, аргона). В атмосфере кислорода с ослепительно ярким
пламенем сгорает фосфор; интенсивно, ярко-синим пламенем горит сера; без
пламени, постепенно раскаляясь, сгорает древесный уголь:

4P + 5O₂ = 2P₂O₅;

S + O₂ = SO₂;

C + O₂ = CO₂.

Реакция
кислорода с азотом происходит при 1200 ° C или в электрическом разряде, это
обусловлено высокой прочностью тройной связи в молекуле N₂:

N₂
+ O₂ ↔ 2NO.

3. Кислород
реагирует не только с простыми, но и со многими сложными веществами —
сульфидами, селенидами, низшими оксидами и т. д.:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O;

2NO + O₂ = 2NO₂.

Сероводород,
реагируя с кислородом при нагревании, дает серу или оксид серы(IV) в
зависимости от количества кислорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O;

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O.

4. Особое
свойство кислорода — способность обратимо взаимодействовать с некоторыми
веществами, образуя при этом оксигенильные комплексы, в которых
кислород находится в молекулярном виде. Пример такого комплекса —
оксигемоглобин (продукт взаимодействия гемоглобина с кислородом), выполняющий в
организмах человека и животных функцию переноса кислорода. Химики научились
искусственно создавать комплексы, близкие к природным переносчикам кислорода.
Центральными атомами этих комплексов являются металлы первого ряда переходных
металлов в низших степенях окисления: Mn(II), Fe(II), Co(II), Cu(I).

Получение
кислорода. Основные промышленные
способы получения кислорода:

1)
фракционная перегонка жидкого воздуха (азот, обладающий более низкой
температурой кипения, испаряется, а жидкий кислород остается);

2)
электролиз воды.

В
лаборатории кислород
получают разложением некоторых солей кислородсодержащих кислот, оксидов и пероксидов:

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂
­ ;

4K₂Cr₂O₇ 4K₂CrO₄ +
2Cr₂O₃ + 3O₂ ­ ;

2KNO₃ 2KNO₂ + O₂ ­ ;

2KClO₃ 2KCl + 3O₂ ­ ;

2Pb₃O₄ 6PbO + O₂ ­ ;

2HgO 2Hg + O₂ ­ ;

2BaO₂ 2BaO + O₂ ­ ;

2H₂O₂ 2H₂O + O₂ ­ .

Применение
кислорода. Кислород и
его соединения играют важнейшую роль в процессах обмена веществ и дыхания.
Кислород необходим для производства стали из чугуна, осуществления
высокотемпературной сварки металлов, сжигания горючих и топливных материалов,
таких, как водород, метан, нефть, уголь и т. п.

ОЗОН O₃ —аллотропная
модификация кислорода, являющаяся более сильным окислителем, чем кислород.
Название «озон» произошло от греческих слов «озо» (пахнуть) или «озин»
(пахнущий). Действительно, при небольшой концентрации в воздухе он пахнет
свежестью. Озон образуется в атмосфере при грозовых разрядах. В лаборатории
его получают пропусканием газообразного кислорода через озонатор (реакция
эндотермическая и обратимая; выход озона около 5%):

3O₂
↔ 2O₃ — 284 кДж .

Качественной
реакцией для
обнаружения озона служит взаимодействие с раствором иодида калия. В результате
этой реакции образуется иод, который вызывает посинение раствора, содержащего
крахмал, за счет образования иод-крахмального комплекса:

2KI + O₃ + H₂ S O₄ = I₂ + O₂
+ K₂SO₄ + H₂O.

С кислородом
эта реакция не идет.

При
пропускании озона над металлическим серебром, которое обычно устойчиво на
воздухе, образуется пероксид серебра черного цвета и выделяется кислород:

2O₃
+ 2Ag = Ag₂O₂ + 2O₂.

Озон
способен окислять сульфиды металлов до сульфатов. Очень наглядна реакция
окисления сульфида свинца, имеющего черный цвет, в сульфат, являющийся
веществом белого цвета:

3PbS + 4O₃
= 3PbSO₄.

Озон
взаимодействует со щелочными металлами и их гидроксидами с образованием
соответствующих озонидов:

4O₃
+ 4KOH = 4KO₃ + 2H₂O + O₂ .

В эти
реакции, как и в реакции получения пероксидов и надпероксидов, могут вступать
щелочные металлы K, Rb и Cs. Для этих ионов характерны большие радиусы и малые
заряды, что и приводит к устойчивости пероксидов M₂O₂,
надпероксидов MO₂ и озонидов MO₃. Эти вещества широко
используют в качестве окислителей, а также применяют на подводных лодках в
качестве источника кислорода для дыхания экипажа:

4KO₂
+ 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 3O₂ .

§ 2.3. Сера

Получение и
применение серы. Промышленный
метод получения серы основан на получении ее из самородной серы путем
плавления.

В
лаборатории для
получения серы используют неполное окисление сероводорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O ( недостаток O₂)

или реакцию
Вакенродера:

2H₂S
+ SO₂ = 3S + 2H₂O.

Полученная в
результате этих реакций сера легко кристаллизуется на холодной поверхности.

Серуявляется
ценным продуктом в химическом синтезе для получения сернистого газа, серной
кислоты, сероводорода и сероуглерода, а также для вулканизации резины, в
производстве пороха, инсектицидов и фунгицидов.

Химические
свойства. 1. Восстановительные
свойства. На воздухе сера горит, образуя оксид серы(IV) SO₂. В
сравнительно мягких условиях при комнатной температуре сера реагирует со
фтором, хлором и концентрированными кислотами — окислителями (HNO₃,
H₂SO₄):

S + 3F₂ = SF₆;

S + 6 HNO₃ ( конц .) = H₂SO₄ + 6NO₂ ­ + 2H₂O;

S + 2 H₂SO₄ ( конц .) = 3SO₂ ­ + 2H₂O.

При
взаимодействии серы с хлором получается смесь хлоридов серы SCl₂ и S₂Cl₂,
так как для серы характерно образование связи S–S.

Только при
взаимодействии со фтором сера образует высший галогенид SF₆. Это
обусловлено небольшими размерами атома фтора. Молекула SF₆ имеет
форму октаэдра с атомом серы в центре. Это термически и химически устойчивое
вещество (не реагирует с водой, кислотами, щелочами). Низкая реакционная
способность SF₆ обусловлена валентным и координационным насыщением
серы.

Все
остальные галогениды серы сильно гидролизуются водой с образованием различных
продуктов, содержащих серу, основным из которых является оксид серы(IV), и
галогеноводородной кислоты:

SF₄ + 2H₂O = SO₂ + 4HF;

S₂Cl₂ + 2H₂O = SO₂ + H₂S
+ 2HCl.

2. Окислительные
свойства. Со многими менее электроотрицательными неметаллами неметаллами
сера активно реагирует при нагревании. Так, при пропускании паров серы над
углем образуется сероуглерод, используемый в качестве растворителя для многих
органических соединений:

2S + C = CS₂.

Сера активно
взаимодействует с фосфором и водородом:

2P + 3S = P₂S₃;

H₂
+ S = H₂S.

Сера
реагирует со многими металлами, образуя сульфиды:

Cu + S =
CuS.

Для
взаимодействия с большинством металлов серу необходимо предварительно
расплавлять и проводить реакции при повышенной температуре. Ртуть —
единственный металл, с которым сера взаимодействует уже при комнатной
температуре. Это свойство используют в лабораториях для удаления разлитой
ртути, пары которой очень токсичны. Порошок серы активно прилипает к
поверхности ртути, тем самым предотвращая ее испарение и образуя сульфид ртути
( II ):

Hg + S =
HgS.

3. Подобно
галогенам, сера при нагревании растворяется в щелочах, при этом происходит реакция
диспропорционирования:

3S + 6NaOH = Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O.

4. Необычным
свойством серы является ее способность растворяться в концентрированном водном
растворе сульфита натрия с образованием тиосульфата натрия:

S + Na₂SO₃
= Na₂S₂O₃.

Тиосульфат
натрия используется в аналитической химии для количественного определения иода
по реакции:

2Na₂S₂O₃ + I₂ = 2NaI + Na₂S₄O₆

§ 2.4. Сероводород. Сульфиды

Все
водородные соединения элементов подгруппы серы имеют молекулярную структуру и
ковалентную полярную связь. С увеличением атомного номера элемента
увеличивается его радиус, что способствует уменьшению устойчивости водородных
соединений и усилению кислотных и восстановительных свойств от серы к теллуру.

СЕРОВОДОРОД H₂S — бесцветный очень
токсичный газ с запахом тухлых яиц, t_пл = –86 ° C, t_кип
= –60 ° C.

Молекула H₂S
подобно молекуле воды имеет угловую форму, Ð HSH = 92^o. Из-за
меньшей электроотрицательности серы молекулы сероводорода, в отличие от воды,
не образуют между собой водородных связей, поэтому сероводород имеет более
низкую температуру кипения, чем вода, и плохо растворим в воде (один объем воды
растворяет 3 объема сероводорода).

Получение. 1. При пропускании тока водорода над
расплавленной серой происходит обратимая реакция с очень малым выходом
сероводорода, поэтому обычно в лаборатории его получают действием
разбавленных кислот на сульфиды:

FeS + 2HCl =
FeCl₂ + H₂S ­ .

2. Для
получения более чистого сероводорода твердый сульфид алюминия гидролизуют
холодной водой:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ ¯ + 3H₂S
­ .

Прямой
синтез селеноводорода и теллуроводорода невозможен, их получают только по
реакциям обмена.

Химические
свойства. 1.
Сероводород ¾ типичный восстановитель. Кроме кислорода, он легко
окисляется галогенами:

H₂S + Br₂ = S ¯ + 2HBr;

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄
+ 8HCl.

При
нагревании красно-оранжевого оксида свинца PbO₂ с сероводородом
образуется белое вещество PbO:

4PbO₂
+ H₂S = 4PbO + H₂SO₄.

В
зависимости от силы окислителя, температуры и реакции среды сероводород может
превращаться в вещества, в которых сера имеет степени окисления 0, +4, +6:

H₂S + 2FeCl₃ = 2FeCl₂ + S + 2HCl;

H₂S + 3 H₂SO₄ ( конц .) 4SO₂
+ 4H₂O ;

H₂S + 8 HNO₃ ( конц .) = H₂SO₄
+ 8NO₂ + 4H₂O .

2. Необычным
свойством сероводорода и сульфидов является способность взаимодействовать с
серой с образованием полисульфанов H₂S_n и полисульфидов:

Na₂S
+ (n – 1)S = Na₂S_n.

В этих
соединениях проявляется склонность к катенации, т.е. к образованию цепей – S –
S –.

СЕРОВОДОРОДНАЯ
КИСЛОТА — раствор
сероводорода в воде. Это слабая двухосновная кислота, которая диссоциирует
ступенчато:

H₂S ↔ H⁺ + HS^–, K₁ = 6 ×
10^–8;

HS^– ↔ H⁺ + S^2–, K₂ = 10^–14.

Сероводородная
кислота так же, как и сероводород, ¾ типичный восстановитель и вступает во
многие реакции, характерные для сероводорода. Она реагирует с хлором, с солями
трехвалентного железа, сернистой кислотой. Например :

2H₂S
+ H₂SO₃ = 3S ¯ + 3H₂O.

Сероводородная
кислота образует два ряда солей: средние ¾ сульфиды, кислые ¾ гидросульфиды.
Большинство из них (за исключением сульфидов аммония, щелочных и
щелочно-земельных металлов) плохо растворимы в воде, многие осадки сульфидов
окрашены. Это используют в аналитической химии при определении металлов.
Например, при пропускании сероводорода через раствор, содержащий ионы свинца Pb²⁺,
образуется черный осадок сульфида свинца:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS ¯ + 2HNO₃.

Эту реакцию
также используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов.

Сульфиды
можно получить нагреванием металла с серой, действием сероводорода на щелочи
(растворимые сульфиды) и по реакциям обмена (нерастворимые сульфиды). Все
растворимые сульфиды сильно гидролизованы:

Na₂S
+ H₂O ↔ NaHS + NaOH.

Сульфиды Al₂S₃,
Cr₂S₃, Fe₂S₃ не удается получить в
присутствии воды из-за необратимого гидролиза с образованием гидроксида
соответствующего металла и сероводорода.

Сульфиды
металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в
сильных кислотах:

ZnS + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂S ­ ;

CuS + H ₂ SO ₄ .

Для
растворения нерастворимых сульфидов используют концентрированную HNO₃:

FeS₂ + 18HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄
+ 15NO₂ ­ + 7H₂O.

§ 2 .5. Оксид серы (IV). Сернистая кислота

ОКСИД
СЕРЫ(IV) SO₂
— бесцветный газ с резким запахом, t_пл = –75,5 ° C, t_кип
= –10,1 ° C.

Молекула SO₂
имеет угловую форму, Ð OSO = 119,5^o. Связи S=O двойные.

Получение. 1. Оксид серы(IV) SO₂
образуется при сгорании серы и сероводорода на воздухе.

2. В
лаборатории диоксид серы получают взаимодействием металлов (чаще всего
меди) с концентрированной серной кислотой:

Cu + 2 H₂SO₄ ( конц .) = CuSO₄ + SO₂
­ + 2H₂O.

или при
обжиге сульфидных минералов, например сульфида цинка (цинковой обманки) или
дисульфида железа (называемого также пиритом или железным колчеданом):

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂ ­ ;

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂
­ .

3. Сернистый
газ можно получить реакцией обмена между солями сернистой кислоты и сильной
неокисляющей кислотой:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ ­ + H₂O.

Оксид
серы(IV) хорошо растворяется в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 ° С),
при этом кроме физического растворения происходит и химическая реакция:

SO₂
+ H₂O ↔ H₂SO₃.

СЕРНИСТАЯ
КИСЛОТА H₂SO₃
— слабая малоустойчивая кислота. В водном растворе сернистой кислоты существуют
следующие равновесия:

H₂O
+ SO₂ ↔ H₂SO₃ ↔ H⁺ + ↔ 2H⁺
+ .

Константа
диссоциации H₂SO₃ по первой ступени K₁
= 1,6 × 10^–2, по второй ¾ K₂ = 6,3 × 10^–8.
Из-за сильного различия в значениях ступенчатых констант диссоциации сернистая
кислота образует два вида солей: средние ¾ сульфиты, и кислые ¾ гидросульфиты.

Химические
свойства соединений S(IV). Химические реакции, характерные для диоксида серы, сернистой кислоты и ее
солей, можно разделить на две группы.

1. Реакции,
протекающие без изменения степени окисления, например:

Ca(OH)₂ + SO₂ = CaSO₃ + H₂O.

2. Окислительно-восстановительные
реакции, в которых производные S(IV) могут проявлять свойства как
окислителя, так и восстановителя, например:

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O = K₂SO₄
+ 2MnSO₄ + 2H₂SO₄;

в — ль

Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄
+ 2HCl;

в — ль

В ряду SO₂
— SeO₂ — TeO₂ происходит ослабление кислотных свойств,
растворимость оксидов в воде падает. Наиболее сильные окислительные свойства в
этом ряду проявляют соединения Se(IV). Очень показательна в этом смысле реакция
оксидов серы(IV) и селена(IV) в водном растворе:

SeO₂ + 2SO₂ + 2H₂O = Se + 2H₂SO₄.

ок-ль в-ль

Оксид TeO ₂
в аналогичных реакции с диоксидом серы ведет себя подобно SeO ₂ .

§ 2.6. Оксид
серы(VI). Серная кислота. Сульфаты

ОКСИД
СЕРЫ(VI) SO₃
— ангидрид серной кислоты — при комнатной температуре представляет собой
бесцветную жидкость, которая затвердевает уже при 17 ° C, t_кип
= 44,8 ° C. Твердый SO₃ существует в виде трех модификаций.

Оксид SO₃
получают окислением SO₂ только в присутствии катализатора
(мелкораздробленная Pt или V₂O₅) и при высоком давлении:

2SO₂
+ O₂ = 2SO₃.

Данная
реакция похожа на реакцию синтеза аммиака, она является экзотермической, но
понижать температуру нецелесообразно, так как при этом сильно падает скорость
реакции. На практике этот процесс проводят при температуре 400–450 ° C. Для
смещения равновесия вправо повышают давление.

В
лаборатории для получения SO₃ проводят термическое разложение
сульфатов:

Fe₂(SO₄)₃
Fe₂O₃ + 3SO₃ ­ .

Оксид
серы(VI) — гигроскопическое вещество, при растворении его воде получается
серная кислота:

SO₃
+ H₂O = H₂SO₄.

При
растворении SO₃ в воде из-за выделения большого количества теплоты
образуется туман, поэтому в сернокислотном производстве оксид серы(VI)
растворяют в 100%-ной серной кислоте. Полученный раствор называется олеум.

СЕРНАЯ
КИСЛОТА —
маслянистая жидкость с t_пл = 10,3 ° C, t_кип
= 296 ° C. Это сильная двухосновная кислота. В воде она диссоциирует
ступенчато, образуя гидросульфат— и сульфат-ионы:

H₂SO₄
↔ H⁺ + , K₁ = 10³;

↔ H⁺
+ , K₂ = 1,1 · 10^–2.

Химические
свойства. 1. Окислительные
свойства серной кислоты зависят от ее концентрации и природы металла, с
которым она взаимодействует.

Разбавленная
серная
кислота окисляет за счет ионов H⁺ только металлы, стоящие в
электрохимическом ряду напряжений до водорода:

Zn + H₂SO₄ ( разб .) = ZnSO₄ + H₂
­ .

При
взаимодействии концентрированной серной кислоты с различными металлами и
со многими неметаллами происходит ее восстановление до SO₂:

Zn + 2 H₂SO₄ ( конц .) = ZnSO₄ + SO₂
­ + 2H₂O;

2Ag + 2 H₂SO₄ ( конц .) = Ag₂SO₄
+ SO₂ ­ + 2H₂O;

2P + 5 H₂SO₄ (конц.) = 2H₃PO₄
+ 5SO₂ ­ + 2H₂O.

Необходимо
помнить, что при разбавлении серной кислоты водой выделяется большое количество
теплоты, поэтому для разбавления серной кислоты надо наливать кислоту в
воду, а не наоборот.

2.
Концентрированная серная кислота обладает дегидратирующими свойствами,
т. е. способностью поглощать влагу. При этом она может не только поглощать
несвязанную воду, но и удалять ее из химических соединений, например из
углеводов и спиртов. Так, концентрированная серная кислота обугливает бумагу и
сахарозу:

12С (тв.) +
11Н₂О.

Этанол при
нагревании с серной кислотой превращается в этилен:

С₂Н₅ОН
(ж.)

Получение и
применение. Серную
кислоту получают контактным способом. Он включает три этапа:

1) получение
SO₂ сжиганием серы или обжигом сульфидных руд;

2) каталитическое
окисление SO₂ до SO₃;

3)
поглощение SO₃ 96%-ной серной кислотой с образованием 100%-ной
кислоты; получение олеума растворением SO₃ в 100%-ной серной
кислоте.

Серную
кислоту широко используют в химической промышленности для производства
синтетических моющих средств, пластмасс, удобрений и лекарственных препаратов.

В ряду
высших кислородсодержащих кислот элементов шестой группы наблюдается монотонное
ослабление кислотных свойства от серной кислоты к теллуровой и немонотонное
изменение окислительной способности. Самым сильным окислителем является
селеновая кислота. Она способна выделять хлор из концентрированной HCl :

H ₂ SeO ₄ + 2 HCl = Cl ₂ ↑ + H ₂ SeO
₃ + H ₂ O

b растворять золото:

2Au + 6H₂SeO₄ = Au₂(SeO₄)₃
+ 3 H₂SeO₃ + 3H₂O

Соли серной
кислоты. Серная
кислота, как все кислоты, реагирует с основаниями и оксидами с образованием сульфатов
и гидросульфатов. Наименьшей растворимостью обладает сульфат бария,
именно поэтому его образование в виде белого осадка используют как качественную
реакцию на сульфат-ион:

Ba²⁺
+ = BaSO_{4 ¯} .

Как правило,
все гидросульфаты хорошо растворимы в воде.

Термическая
устойчивость сульфатов
зависит от природы металла.

u Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.

u При
разложении сульфатов металлов средней активности образуются оксиды:

2CuSO₄
= 2CuO + 2SO₂ ­ + O₂ ­ .

u При
разложении сульфатов переходных металлов в низких степенях окисления
образуются оксиды, в которых металлы проявляют более высокие степени окисления:

4FeSO₄
= 2Fe₂O₃ + 4SO₂ ­ + O₂ ­ .

u Сульфаты
наиболее тяжелых металлов (Ag, Hg) разлагаются до металла:

Ag₂SO₄
= 2Ag ¯ + SO₂ ­ + O₂ ­ .

При
прокаливании с углем сульфаты металлов восстанавливаются до сульфидов:

BaSO₄
+ 4C = BaS + 4CO .

§ 2.7.
Примеры решения задач

Задача 1.
[1]

Продукты
полного взаимодействия 0,69 г натрия и 0,80 г серы осторожно внесли в воду и
образовавшийся прозрачный раствор разбавили до объема 50 мл. Определите
молярные концентрации соединений в образовавшемся растворе. Вычислите
максимальную массу брома, который может прореагировать с полученным раствором.

Решение.

Найдем
количества вещества натрия и серы: ν ( Na ) = 0,69 (г)/ 23 (г/моль) = 0,03
моль, ν ( S ) = 0,80 (г)/ 32 (г/моль) = 0,025 моль.

Вначале
образуется сульфид натрия согласно следующей реакции:

2 Na + S =
Na ₂ S в количестве 0,03/2 = 0,015 моль. В результате этого процесса
остается непрореагировавшая сера в количестве 0,025 – 0,015 = 0,01 моль,
которая вступает во взаимодействие с 0,01 моль сульфида натрия с образованием
дисульфида Na ₂ S ₂ :

Na ₂ S
+ S = Na ₂ S ₂ .

Очевидно,
что после всех химических превращений образовались Na ₂ S и Na ₂
S ₂ в количестве, 0,005 моль и 0,01 моль, соответственно.

При
разбавлении образовавшегося раствора до 50 мл, молярные концентрации веществ в
растворе составили C ( Na ₂ S ) = 0,005/0,05 = 0,1 моль/л и C ( Na ₂
S ₂ ) = 0,01/0,05 = 0,2 моль/л.

С бромом
реагируют оба вещества, находящтеся в растворе согласно следующим уравнениям:

Na₂S + Br₂ = 2NaBr + S↓

Na₂S₂ + Br₂ = 2NaBr + 2S↓

Количество
брома равно суммарному количеству веществ сульфида и дисульфида натрия и
составляет 0,005 + 0,01 = 0,015 моль, а его масса равна 160 г/моль * 0,015 моль
= 2,4 г.

Задача 2.
[1]

Какую массу
воды следует добавить к 300 г олеума, содержащего 40% серного ангидрида, чтобы
получить водный раствор с массовой долей серной кислоты 70%?

Решение.

Из условия
задачи следует, что масса серного ангидрида, содержащегося в олеуме,
составляет: 300*0,4 = 120 г. Его количество вещества, соответственно, равно: ν(
SO ₃ ) = 120г / 80 г/моль = 1,5 моль.

Проведя
аналогичные вычисления для серной кислоты, получаем, что m ( H ₂ SO ₄
) = 300*0,6 = 180 г. Количество вещества ν( H ₂ SO 4) = 180г /
98 г/моль = 1,837 моль.

Пусть для
получения водного раствора с массовой долей серной кислоты 70% необходимо
добавить x грамм воды. Тогда масса образовавшегося раствора составит (300 + x )
грамм. Очевидно, что в образовавшемся растворе весь серный ангидрид превратился
в серную кислоту, ее суммарное количество при этом составило 1,5 + 1,837 =
3,337 моль, а масса равна 3,337 моль * 98 г/моль = 327 г.

Учитывая,
что w ( H ₂ SO ₄ ) = 0,7 = 327 / (300 + x )., получаем,
что x = 167,14 г.

Задача 3.
[1]

Вычислите
объемные доли газов в смеси, образовавшейся при действии горячей серной кислоты
на хлорид серы S ₂ Cl ₂ .

Решение.

Составим
уравнение химической реакции, происходящей при действии горячей серной кислоты
на хлорид серы S ₂ Cl ₂ :

S₂Cl₂ + 3H₂SO₄ = 5SO₂↑
+ 2HCl↑ +2 H₂O

S₂Cl₂ + 4H₂O -6e = 2SO₂ + 2Cl^—
+ 8H⁺ x1

SO₄^2-
+4H⁺ + 2e = SO₂ + 2H₂O x3

Для газов
значение объемной доли совпадает со значением мольной, поэтому из приведенного
уравнения очевидно, что φ ( SO ₂ ) = 5/7, а φ ( HCl ) составляет
2/7.

Задача 4.
(Задания теоретического тура заключительного этапа 2000г., задача 9.2.) Дракон в крови. Герой в луче. – Так
надо (М.Цветаева)

При
нагревании двух простых веществ (одно из них – жидкость) в достаточно

концентрированном
растворе едкого кали образуется осадок красного цвета, нерастворимый в воде и в
концентрированных растворах кислот (соляной, серной и азотной).

1. Какие простые вещества могли
   быть взяты?




2. В каком весовом соотношении
   могли быть взяты простые вещества, чтобы в результате синтеза в осадке мог
   находиться только красный продукт?




3. Какие вещества могут находиться
   в растворе по окончанию синтеза?




4. Какую окраску может иметь
   водный раствор после завершения реакции?




5. Что может образоваться при
   подкислении (в избытке) водного раствора после реакции?




6. Каков состав красного осадка?




7. Как называется природный
   минерал, соответствующий по составу красному осадку? Что означает его
   название (по-русски)?




8. Для чего мог использоваться
   этот минерал в древности?




9. Что образуется при нагревании
   красного осадка (минерала) на воздухе (уравнения химических реакций)?




10. В чем можно растворить красный
    осадок (уравнения химических реакций)?




11. Попробуйте написать
    последовательность химических реакций, протекающих в процессе синтеза.

Решение
(автор А.И.Жиров)

1. Жидких простых веществ два:
   бром и ртуть. Бром диспропорционирует в водном растворе щелочи, образуя
   малоактивные в щелочной среде бромиды и броматы. Индивидуальных минералов,
   содержащих бром ( к тому же красного цвета) в природе не встречается.
   Таким образом, наиболее вероятно, что одно из исходных веществ – ртуть. Ее
   основной минерал красного цвета – HgS (киноварь). Тогда второе простое
   вещество – сера.




2. При нагревании в водном
   щелочном растворе сера (подобно хлору или белому фосфору) способна
   диспропорционировать:

3 S + 6 KOH → 2 K ₂ S + K ₂ SO ₃ + 3 H ₂
O

Продукты
диспропорционирования способны взаимодействовать с избытком серы:

K ₂ S
+ xS → K ₂ S_{x +1} (полисульфид калия)

K ₂ SO ₃ + S → K ₂ S ₂ O ₃
(тиосульфат калия)

Полисульфид
калия будет взаимодействовать с ртутью, образуя сульфид ртути:

K ₂ S_{x +1} + xHg → K ₂ S + xHgS

(Черный
сульфид ртути (вторая кристаллическая модификация HgS ), который может
образовываться в этих условиях, имеет меньшую энергию кристаллической решетки и
способен растворяться в растворе сульфида калия).

Для
получения чистого сульфида ртути (красного цвета) необходим избыток серы.
Весовое соотношение S : Hg > 32:200,6 > 0,155 (верхняя граница избытка
определяется объемом и концентрацией раствора гидроксида калия в синтезе).

1. По окончанию синтеза в водном
   растворе могут присутствовать (помимо воды и гидроксида калия) тиосульфат
   калия и полисульфид калия.




2. От желтой до красно-коричневой
   из-за присутствия полисульфид-ионов.




3. При подкислении раствора может
   выпадать сера (продукт сопропорционирования полисульфид- и
   тиосульфат-ионов):

2 S ²⁻ _x
+1 + S ₂ O ₃ ²⁻ + 6 H ⁺ → (2
x +4) S ↓ + 3 H ₂ O

Или
образовываться продукты диспропорционирования тиосульфат-иона в кислой среде:

S₂O₃
²⁻ + 2 H⁺ → S + SO₂↑ + H₂O

1. HgS




2. киноварь (кровь дракона).




3. Красный пигмент (краситель).
   Использовался во фресковой живописи. Может быть, и во Владимире есть
   фрески с использованием киновари.




4. HgS + O₂ → Hg + SO₂
   

2Hg + O₂
→ 2HgO

1. В царской водке (азотная
   кислота – окислитель, хлорид-ионы – комплексообразователи для ионов ртути
   ( II ):

3HgS + 8HNO₃ + 12HCl = 3H₂[HgCl₄] + 3H₂SO₄
+ 8NO↑ + 4 H₂O

1. 3S + 6KOH → 2K₂S + K₂SO₃
   + 3H₂O

K ₂ S
+ xS → K ₂ S_{x +1}

K₂SO₃
+ S → K₂S₂O₃

K ₂ S_{x +1} + xHg → K ₂ S + xHgS

Задача 5.
(Задания областного этапа 2000г., задача 9.2.)

На схеме
приведены превращения X .

X + O ₂
→

X + Br ₂
→

X + KOH →

X + FeCl ₃
→

X + SO ₂
→ S + H ₂ O

Предложите X
и запишите уравнения осуществленных превращений.

Решение ( стр .302)

X − H₂S

2 H₂S + 3 O₂ = 2H₂O + 2 SO₂

H₂S + Br₂ = 2HBr + S

H₂S + 2KOH = K₂S + 2H₂O (H₂S +
KOH = KHS + H₂O)

H₂S + 2FeCl₃ = 2 FeCl₂ + 2HCl + S

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

Элементы VI группы главной подгруппы называются халькогенами. К ним относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. Слово «халькоген» состоит из двух греческих слов, означающих «медь» или «руда» и «рождённый».

Описание

Халькогены в природе встречаются чаще всего в составе руды – сульфидов, пиритов, оксидов, селенидов. К халькогенам относятся неметаллы и металлы. В группе сверху вниз свойства меняются следующим образом:

• металлические свойства усиливаются;
• свойства окислителя ослабевают;
• электроотрицательность уменьшается;
• термическая устойчивость ослабевает.

Общая характеристика группы халькогенов:

• неметаллы – кислород, сера, селен;
• металлы – теллур, полоний;
• валентность: II – О; IV и VI – S; II, IV, VI – Se, Te, Po;
• электронная конфигурация – ns2np4;
• гидриды – H2R;
• оксиды – RO2, RO3;
• кислородные кислоты – H2RO3, H2RO4.

Рис. 1. Халькогены.

По электронному строению халькогены относятся к р-элементам. На внешнем энергетическом уровне находится шесть электронов. До завершения р-орбитали не хватает двух электронов, поэтому в соединениях халькогены проявляют свойства окислителя. С увеличением в группе количества энергетических уровней связь с внешними электронами ослабевает, поэтому теллур и полоний являются восстановителями.

Находясь на границе металлов и неметаллов, теллур относится к металлоидам или полуметаллам. Является аналогом серы и селена, но менее активен.

Рис. 2. Теллур.

Свойства

Наиболее активным элементом группы халькогенов является кислород. Это мощный окислитель, который проявляет четыре степени окисления – -2, -1, +1, +2.

Основные свойства халькогенов представлены в таблице.

Элемент	Физические свойства	Химические свойства
Кислород (О)	Газ. Образует две модификации – О2 и О3 (озон). О2 не имеет запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Озон – голубоватый газ с запахом, хорошо растворимый в воде	Реагирует с металлами, неметаллами
Сера (S)	Типичный неметалл. Твёрдое вещество с температурой плавления 115°С. Нерастворима в воде. Встречается три модификации – ромбическая, моноклинная, пластическая. Степень окисления – -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6	Реагирует с кислородом, галогенами, неметаллами, металлами
Селен (Se)	Хрупкое твёрдое вещество. Полупроводник. Имеет три модификации – серый, красный, чёрный селен. Степень окисления – -2, +2, +4, +6	Реагирует со щелочными металлами, кислородом, водой
Теллур (Te)	Внешне похож на металл. Полупроводник. Степень окисления – -2, +2, +4, +6	Реагирует с кислородом, щелочами, кислотами, водой, металлами, неметаллами, галогенами
Полоний (Po)	Радиоактивный металл серебристого цвета. Степень окисления – +2, +4, +6	Реагирует с кислородом, галогенами, кислотами

К халькогенам также причисляют искусственно созданный ливерморий (Lv) или унунгексий (Uuh). Это 116 элемент периодической таблицы. Проявляет сильные металлические свойства.

Рис. 3. Ливерморий.

Что мы узнали?

Халькогены – элементы шестой группы периодической таблицы Менделеева. В группе находятся три неметалла (кислород, сера, селен), металл (полоний) и полуметалл (теллур). Поэтому халькогены являются как окислителями, так и восстановителями. Металлические свойства усиливаются в группе сверху вниз: кислород – газ, полоний – твёрдый металл. К халькогенам также относится искусственно синтезированный ливерморий с сильными металлическими свойствами.

Предыдущая

ХимияТеория электролитической диссоциации – основные положения, сущность (9 класс, химия)

Следующая

ХимияХимическое равновесие – признаки, смещение в реакциях (9 класс, химия)

Подгруппа кислорода

22-Окт-2012 | комментария 2 | Лолита Окольнова

Подгруппа кислорода

Элементы 6-й группы главной подгруппы. Очень часто употребляемое название — ХАЛЬКОГЕНЫ — «руду рождающие». Думаю, этим названием они в большей степени обязаны сере, чем кислороду 🙂

В формате подготовки к ЕГЭ мы рассмотрим физические и химические свойства двух элементов — кислорода O и серы S.

Электронное строение

nS² np⁴

Но тут не все так просто.

К кислороду претензий нет — у него электронное строение соответствует общей формуле, а вот у серы и остальных элементов есть и другие варианты… Если детально рассмотреть строение p-элементов по периодам, то нужно обратить внимание, что с 3-го периода у p- элементов появляется свободная d-орбиталь, на которую могут переходить электроны.

Именно поэтому степень окисления серы может быть не только -2.

Итак, выводы:

1. Валентность элементов:
   • валентность кислорода  = 2,
   •  валентность серы — 2,4,6
2. Степени окисления: 
   • степень окисления кислорода = -2 — типичный неметалл, сильный окислитель;
   • степень окисления серы = -2(минимальная степень окисления), +2 (редко), +4, +6 (максимальная степень окисления)   в минимальной с.о. S будет проявлять восстановительные свойства, в максимальной — окислительные.
3. Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно,  электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются.
4. Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.

Физические свойства

Кислород — O2 (O=O, O::O) -газ без цвета, без запаха. Аллотропная модификация — озон O3 — бесцветный газ со специфическим запахом (запах «после грозы»)

Сера — S — твердое вещество, хотя мы пишем формулу этого вещества как S , но обычно образуются кристаллы состава S4 и S8. Обычно сера — пластичное вещество коричневого или желтого цвета.

На воздухе сера горит: S + O2 = SO2 (бесцветный газ с резким запахом)

Химические свойства

 
Свойства кислорода
 

Окислительные свойства

Восстановительные свойства

Водород + кислород: 2H2 + O2 = 2H2O это качественная реакция на кислород — процесс идет с характерным хлопком. H2 + O2 = H2O2 — перекись водорода Металлы + кислород: 4Li + O2 = 2Li2O — основной оксид Неметалл + O2: S + O2 = SO2 — кислотный оксид Оксиды + кислород: 4FeO + O2 = 2Fe2O3 — реакция идет с основными оксидами в невысших степенях окисления 2SO2 + O2 = 2SO3 — реакция идет с кислотными оксидами в невысших степенях окисления

Кислород может проявлять восстановительные свойства только к элементу, у которого больше электроотрицательность, т.е., он должен стоять в периодической системе элементов правее кислорода. Это КОРОЛЬ НЕМЕТАЛЛОВ — F: F2 + O2 = OF2 (здесь кислород проявляет степень окисления +2)

 
Свойства серы:
 

Окислительные свойства	Восстановительные свойства
Взаимодействие с металлами: 2Na + S = Na2S Взаимодействие с водородом: H2 + S = H2S Реация с щелочами: 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + H2O Взаимодействие с кислотами-окислителями: S + 4HNO3(конц)=SO2 + 4NO2 + 2H2O S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O	Взаимодействие с кислородом: S + O2 = SO2 (бесцв. неприятный запах) SO2 + O2 = SO3 оба оксида кислотные Взаимодействие с неметаллами: S + 3F2 = SF6

Категории:
|

Обсуждение: «Подгруппа кислорода»

(Правила комментирования)