Халькогены подготовка к егэ по химии

Химические свойства кислорода.

Кислород ($O$) — самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере ($21%$ по объему), в земной коре ($92%$), в гидросфере ($89%$).

Кислород находится в VI группе Периодической системы, в главной подгруппе. Кислород проявляет во всех соединениях валентность II. Это низшая валентность из шести возможных в этой группе.

Кислород образует молекулы O2. Это газ без запаха, цвета и вкуса. Плотность кислорода при $0°С$ и давлении $1$ атм. $1,43$ г/л, что в $1,11$ раза больше плотности воздуха. Кислород малорастворим в воде. При $20°С$ и атмосферном давлении в $100$ объемах воды растворяется $3$ объема $O_2$. Температура кипения кислорода равна $–183°С$; при этой температуре и давлении $1$ атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета.

Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ:

— неметаллов:

$C+O_2=CO_2; S+O_2=SO_2; 4P+5O_2=2P_2O_5;$

— металлов:

$3Fe+2O_2=Fe_3O_4$, или $FeO·Fe_2O_3$.

Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение — окисление:

$2Cu+O_2=2CuO$;

б) горение сложных веществ:

$2{C_2H_2}↙{ацетилен}+5O_2→4CO_2+2H_2O$

У кислорода есть аллотропная модификация — озон $O_3$. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы ($Au, Pt, Ag$):

${Ag+O_3=AgO+O_2↑}↙{text «(с кислородом серебро не реагирует)» }$

Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне $6{e}↖{-}$, два из них — неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления $+2,+4,+6$. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления $–2$.

Сера ($S$) — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера $S_8$ — стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с $t°{пл}=112,8°С$. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с $t°{пл}=119,3°С$, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при $160°С$ серы в холодную воду — образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

В таблице обобщены химические свойства серы и ее соединений.

Сера и ее соединения.

Сера	Соединения серы
Оксиды серы	Серная кислота
1. При обычных условиях — твердое желтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде: $S+O_2=SO_2$ (проявляет восстановительные свойства). 3. Взаимодействует с металлами и водородом: $Fe+S=FeS$ $H_2+S=H_2S$ (проявляет окислительные свойства) В природе самородная сера $S$, сульфиды: $FeS_2$ (пирит), $CuS$; сульфаты: $CaSO_4·2H_2O$ (гипс), $Na_2SO_4$	1. При обычных условиях $SO_2$ — газ, $SO_3$ — жидкое вещество ($t°{пл}=16,8°С$). 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя: — с водой: $SO_2+H_2O⇄H_2SO_3$ $SO_3+H_2O=H_2SO_4$ — со щелочами: $SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$ $SO_3+2NaOH=Na_2SO_4+H_2O$ — с основными оксидами: $SO_3+CaO=CaSO_4$ Получение: 1) оксида серы (IV) а) в промышленности: — горение серы $S+O_2=SO_2$ — обжиг пирита $4FeS_2+11O_2=2Fe_2O_3+8SO_2$ б) в лаборатории: $Na_2SO_3+H_2SO_4=Na_2SO_4+SO_2↑+H_2O$; 2) оксида серы (VI) в промышленности — каталитическое окисление оксида серы (IV): $2SO_2+O_2=2SO_3$	1. При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость ($ρ≈2 г/см^3$), неограниченно растворимая в воде. 2. Сильная двухосновная кислота: $H_2SO_4=H^{+}+HSO_4^{-}⇄2H^{+}+SO_4^{2-}$ 3. Взаимодействует с металлами: $Zn+H_2SO_4=ZnSO_4+H_2↑$ В концентрированной кислоте пассивируются $Al$ и $Fe$. 4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами: $H_2SO_4+2NaOH=Na_2SO_4+2H_2O$ $H_2SO_4+Cа(OH)_2=CаSO_4+2H_2O$ $3H_2SO_4+2Al(OH)_3=Al_2(SO_4)_3+6H_2O$ 5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: $H_2SO_4+CuO=CuSO_4+H_2O$ $H_2SO_4+ZnO=ZnSO_4+H_2O$ 6. Концентрированная кислота гигроскопична: Получение в промышленности в соответствии со схемой: $FeS_2(или S){→}↖{O_2}SO_2{→}↖{O_2}SO_3{→}↖{H_2O}H_2SO_4$

VI а группа – халькогены – nS²nP⁴

1)     
₈O   —   H₂⁺¹O^-2    ,
H₂O₂^-1  ;  O⁺²F₂^-1

 ₁₆S   —   2;O  +2; +4; +6                        НеМе       О — самый
распространенный хими-

 ₃₄Se   —   2;O  +2;
+4; +6                      св-ва         
ческий эл-т на Земле. O₂ и O₃;
ромби-

₅₂Te   —   2;O  +2; +4;
+6                       уб-ют        
ческая, моноклинная S₈, аморфный Se,

₈₄Po   —   2;O  +2; +4;
+6                 ЭО ум-ся         
серый Se, неск-ко аллотропный видоизм.

2)     
O₃ –озон, сильный окислитель – Г, З, Ц

      O₃ = O + O₂. Вдыхание O₃ в больших количествах вредно.

3)      Сера. В природе FeS₂,      FeCuS₂,     
MgS,    Na₂SO₄ ^. 10H₂O,    CaSO₄ ^. 2H₂O

Встречается не
только в виде соединений, но и в свободном виде.

                                  
^{пирит      
халькопирит                                 мирабилит                     гипс}

S нерастворима в H₂O, но хорошо растворима в CS₂ (сероуглероде)

1.      с Ме – сульфиды 2Na+S         Na₂S                         
Fe + S = FeS

2.     
c НеМе  O₂, F₂, Cl₂, Br₂ (с N₂ не
взаимодействует, нитрид образуется косвенно)

   S + O₂          SO₂              H₂
+ S =H₂S

3.      c кислотами:

               S + 4HNO₃ = SO₂ + 4NO₂
+ 2H₂O                S + 2H₂SO₄ = 3SO₂
+ 2H₂O

                                ^{конц.                                                               конц.}

4.     
с щелочами:             

  3S
+ 6NaOH          2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Получение FeS₂
= FeS + S

4)     
Сероводород – H₂S – Ц, З тухлых яиц, Яд, растворимый
в H₂O

Сильный
восстановитель и слабая кислота:  

H₂S
+ 6HNO₃            SO₂ + 6NO₂ + 4H₂O

·        
c Ме:       

   
2H₂S + 2Na            2NaHS + H₂

·        
c основными оксидами:

H₂S
+ ZnO           ZnS + H₂O

·        
с солями

H₂S
+ Cu(NO₃)₂            CuS       + 2HNO₃,              
PbS

                                                                                                       черный          

    5H₂S +
2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄
+ 8H₂O

   Окисление в водном растворе или при
недостатке O₂:

   2H₂S + O₂ = 2H₂O +2S

   2H₂S + 3O₂ (изб.) = 2SO₂ + 2H₂O

   Окисляется галогенами в водном растворе:

   H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O              H₂SO₄
+ 8HCl

   H₂S + J₂ = 2HJ + S

5)     
Оксид S(IV) – SO₂ – сернистый газ – Г, Ц, резкий З,
кислотный оксид.

H₂SO₃ – слабая кислота, 2 ряда солей: SO₃^-2 – сульфиты,
HSO₃^— — гидросульфиты. SO₂ вытесняет слабые кислоты из солей: SO₂ + Na₂CO₃ = CO₂ + Na₂SO₃.

Гидросульфит-ион и SO₂ вытесняются более сильными кислотами: Na₂CO₃ + CH₃COOH          NaHSO₃ +
NaCH₃COO

SO₂ – вещество с 2-ой окислительно-восстановительной природой, с  преобладающей
восстановительной функцией.

SO₂
+ J₂ + 2H₂O        2HJ + H₂SO₄

SO₂ + 2HNO₃ (конц.)          2NO₂ + H₂SO₄

2SO₂
+ O₂            2SO₃ ( t, кат.)

SO₂ + O₃ =
SO₃ + O₂ (при комн. t)

2K₂SO₃ + O₂        2K₂SO₄ (во
влажном воздухе)

4K₂SO₃ (t =
600^o) = 3K₂SO₄ + K₂S

Окислитель SO₂ + 2H₂S       
3S + 2H₂O (при комн. t)

SO₂ + C (t) = S + CO₂

Качественные
реакции на SO₂:

                         
I.     
Обесцвечивание подкисленным раствором  KMnO4:

5SO₂
+ 2KMnO₄ + 2H₂O (H+)          2MnO₄ +2H₂SO₄
+K₂SO₄

                      
II.     
Помутнение известковой воды:

Ca(OH)₂(изб.)
+ SO₂          CaSO₃     + H₂O

6)     
SO₃; H₂SO₄, соли сульфаты (щелочные Ме и NH₃ образуют гидросульфаты)

Раствор SO₃ в H₂SO₄(конц.)          
Олеум

H₂SO₄ – Ц, сиропообразная Ж,

H₂SO₄ реагирует с Ме, до Н в ЭХР

Fe + H₂SO₄
= FeSO₄ + H₂

H₂SO₄ (конц.) — сильный окислитель,
восстанавливается до S⁺⁴
или S^-2, реже до S, часто выделяется смесь продуктов, например в реакции с Zn – SO₂, H₂S и S, но основной
продукт — H₂S;   4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

H₂SO₄ (конц.) на холоде не реагирует с Al, Fe, Cr, при t с Cu, Ag, Hg

Cu + 2H₂SO₄ (t)           CuSO₄
+ SO₂    + 2H₂O 

2Fe +
6H₂SO₄ (t)          Fe₂(SO₄)₃
+ 3SO₂ + 6H₂O

H₂SO₄(конц.) окисляет НеМе, графит
(С), Р, S

2H₂SO₄(конц.) + C         2SO₂ + CO₂ + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) + 2P = 3SO₂ + 2H₃PO₄

 2H₂SO₄(конц.) +
S        3SO₂ + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) реагирует
со сложными веществами:

H₂SO₄(конц.) +8HJ        4J₂ + H₂S      + 4H₂O

H₂SO₄(конц.) + HBr = Br₂ + SO₂    + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) + H₂S          S     + SO₂    + 2H₂O

С H₂SO₄(конц.)  органические
вещества обугливаются:

6H₂SO₄(конц.) + C₆H₁₂O₆ = 6C
+ 6H₂SO₄ + H₂O

Сульфаты окислительными свойствами не обладают, при t окисляют
вещества

Na₂SO₄ + 4C(изб.)(t) = Na₂S + 4CO

Качественная
реакция на H₂SO₄ и растворимые соли:

SO₄^2-
+ Ba²⁺ = BaSO₄ (белый)

Кислород (лат. Oxygenium) — элемент VIa группы 2 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Первым открывает
группу халькогенов — элементов VIa группы.

Газ без цвета, без запаха, составляет 21% воздуха.

Общая характеристика элементов VIa группы

Общее название элементов VIa группы O, S, Se, Te, Po — халькогены. Халькогены (греч. χαλκος — руда + γενος —
рождающий) — входят в состав многих минералов. Например, кислород составляет 50% массы земной коры.

От O к Po (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Среди элементов VIa группы O, S, Se — неметаллы. Te, Po — металлы.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np⁴:

• O — 2s²2p⁴
• S — 3s²3p⁴
• Se — 4s²4p⁴
• Te — 5s²5p⁴
• Po — 6s²6p⁴

Основное состояние атома кислорода

У атома кислорода (как и атомы азота, фтора, неона) нет возбужденного состояния, так как отсутствует свободная орбиталь с более
высоким энергетическим уровнем, куда могли бы перемещаться валентные электроны.

Атом кислорода имеется два неспаренных электрона, максимальная валентность II.

Природные соединения

• Воздух — в составе воздуха кислород занимает 21% (это число пригодится в задачах!)
• В форме различных минералов в земной коре кислорода содержится около 50%
• В живых организмов кислород входит в состав органических веществ: белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот

Получение

В промышленности кислород получают из сжиженного воздуха. Также активно применяются кислородные установки, мембрана которых
устроена как фильтр, отсеивающие кислород (мембранная технология).

В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия (марганцовки) или бертолетовой соли при нагревании. Применяется реакция
каталитического разложения пероксида водорода.

KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

KClO₃ → KCl + O₂↑

H₂O₂ → (кат. — MnO₂) H₂O + O₂

На подводных лодках для получения кислорода применяют следующую реакцию:

Na₂O₂ + CO₂ → Na₂CO₃ + O₂↑

Химические свойства

Является самым активным неметаллом после фтора, образует бинарные соединения со всеми элементами кроме гелия, неона, аргона. Чаще всего реакции
с кислородом экзотермичны (горение), ускоряются при повышении температуры.

• Реакции с неметаллами

Во всех реакциях, кроме взаимодействия со фтором, кислород проявляет себя в качестве окислителя.

NO + O₂ → (t) NO₂

S + O₂ → (t) SO₂

2C + O₂ = (t) 2CO (неполное окисление — угарный газ, соотношение 2:1)

C + O₂ = (t) CO₂ (полное окисление — углекислый газ, соотношение 1:1)

F + O₂ → OF₂ (фторид кислорода, O⁺²)



• Реакции с металлами

В реакциях кислорода с металлами образуются оксиды, пероксиды и супероксиды. Реакции с активными металлами идут без нагревания.

Li + O₂ → Li₂O (оксид)

Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид)

K + O₂ → KO₂ (супероксид)

• Горение воды

Известна реакция горения воды во фторе.

F₂ + H₂O → HF + O₂



• Окисление органических веществ

Все органические вещества сгорают с образованием углекислого газа и воды.

C₃H₇ + O₂ = CO₂ + H₂O



• Контролируемое окисление

При применении катализаторов и особых реагентов в органической химии достигают контролируемого окисления: алканы окисляются
до спиртов, спирты — до альдегидов, альдегиды — до кислот.

Процесс можно остановить на любой стадии в зависимости от желаемого результата.

Продолжаем наше путешествие по группам Периодической таблицы в рамках подготовки к успешной сдачи ЕГЭ по химии. Элементы главной подгруппы шестой группы имеют второе название – халькогены, что означает «рождающие руды». Такое наименование связано с тем, что основные месторождения руд – оксидные или сульфидные.

Это минералы халькозин, халькопирит. Так, сера по распространенности на Земле занимает 15 место, образуя соединения со многими металлами, в том числе и со ртутью. Большинство этих природных соединений – сульфиды: сульфид свинца, сульфид цинка, сульфид меди, сульфид железа. Уникальное месторождение соединения серы – сероводород – вода Черного моря. Так, на глубине 200 метров концентрация сероводорода уже может быть 100мг/л. Это – мертвая среда для всех животных, выжить могут только бактерии. Как раз последние активно используют сероводород. Некоторые для выработки энергии используют реакцию восстановления серы, превращая сульфат-ионы в сероводород, и иные используют реакцию окисления сероводорода с образованием серы.

В природе также встречается и самородная сера. Образуется в результате окисления выделяющегося из земных недр сероводорода. Это особенно частое явление в местах повышенной вулканической активности.

Основное состояние халькогенов – ns²np⁴ то есть у нас тут 2 неспаренных р-электрона. Степень окисления халькогенов в соединениях, как правило -2 и только в соединениях с кислородом сера, селен и теллур принимают положительные степени окисления +4 и(или) +6. Степень окисления +2 не характерна для халькогенов за исключением полония.

Присутствие двух неспаренных электронов в атоме дает возможность простым веществам образовывать либо кратную связь с двумя атомами в молекуле элемента, либо одинарной связи в цепочечной молекуле. В кислороде пи-связи аналогичны по прочности сигма-связям и образование кратной связи в молекуле энергетически выгоднее, нежели образование цепочечной структуры. Это обусловлено тем, что связанные ван-дер-ваальсовыми силами образуются более прочные и устойчивые виды простых веществ.

В случае серы наибольший энергетический выигрыш дает образование молекулы S₈. Идет образование валентного угла между связями в цепи равным почти 90 градусам, за счет перпендикулярно расположенных р-орбиталей. Молекула имеет форму короны.

Кислород. Получение и химические свойства элемента.

В земной коре кислорода порядка 55%, в водной оболочке -86% кислорода. Растворимость кислорода в воде невысока. При нормальных условиях в 100 литрах воды растворяется только 3 литра кислорода. Элемент входит в состав почти всех веществ, из которых построена живая природа. В организме человека порядка 65% этого важного элемента.

В промышленных масштабах кислород получают из воздуха. Методом фракционной перегонки сжиженного воздуха. Хранение кислорода происходит под давлением в 150 атмосфер в стальных баллонах. В лаборатории вещество можно получить путем термического разложения некоторых веществ (к примеру оксидов)

Элемент имеет электронную конфигурацию 1s²2sp⁴ . Ядро атома состоит из восьми протонов и восьми или десяти нейтронов. При стандартных условиях самая термодинамически устойчивая форма элемента – молекулярный кислород – малорастворимый в воде, бесцветный газ без вкуса и запаха.

Химические свойства кислорода в реакциях объяснимы присутствием в атоме двух неспаренных электронов и двух неподеленных электронных пар.

Два неспаренные электроны участвуют в образовании двух ковалентных связей – кратной связи элемент-кислород и одинарной связи из двух атомов элемент-кислород-элемент. Атом кислорода выступает в качестве своеобразного мостика между атомами элементов.

Неподеленные электронные пары дают кислороду возможность выступать донором в соединениях. Прочная связь атомов в молекуле кислорода объясняет большую энергию активации реакций с участием кислорода, а значит реакции при обычных условиях протекают крайне медленно. Что объясняет присутствие катализаторов в реакциях с кислородом. К примеру, в реакциях окисления катализатор – вода.

Высокие значения электроотрицательности атома поясняет его отрицательную степень окисления в любых соединениях за исключением фторидов. То есть кислород выступает везде в роли окислителя и всегда восстанавливается в ходе реакции.

С кислородом реагирую все элементы за исключением благородных газов, галогенов, серебра, золота, платины, отметим, что большинство металлов вступают в реакцию с кислородом только на поверхности и образуют прочную оксидную пленку.

Еще одна модификация кислорода – озон. В переводе с греческого означает «пахнущий». Вы его наверняка ощущали в момент грозы, либо вблизи с работающими электромашинами. Высокая концентрация этого газа есть в воздухе при обработке ультрафиолетовыми и ртутными лампами. В чистом виде это очень ядовитый газ. Реакционная способность озона на порядки выше

сильноозонированного воздуха. Он способен разрушать органические красители. Это сильный окислитель. В реакциях окисления работает только один атом кислорода. Большинство органических веществ воспламеняются в атмосфере озона или даже в обычных условиях окисляет серебро, ртуть, большинство сульфидов.

Его основное применение – дезинфекция, обеззараживание воды, применение в качестве окислителя в синтезах.

Сера. Получение и химические свойства.

Электронная конфигурация серы 1s²2s²p⁶3s²p⁴3d¹⁰ Основной метод получения – окисление сероводорода, либо в рудной промышленности расплавом перегретым водяным паром и вытеснением на поверхность земли сжатым воздухом. Элемент входит в состав огромного количества белков в том числе альбумина. При разложении белка сера выделяется в виде сероводорода, именно поэтому тухлое яйцо имеет характерный запах сероводорода.

Сера представлена несколькими аллотропными модификациями (аллотропия – частный случай полиморфизма. Существование элемента в виде двух или нескольких простых веществ)

Ромбическая сера  – вещество желтого цвета, состоящая из кристаллов S8, синтезируется из кристаллов CS₂ Нагревание до 96 градусов по шкале Цельсия ромбическую серу переводит в следующую полиморфную модификацию – моноклинную серу, образовываемую при кристаллизации расплава Последняя представляет собой кольца S8, устойчивые к воздействию до температуры 160 градусов по Цельсию. Выше этого предела происходит разрыв цепей на короткие фрагменты. Вязкость вещества резко снижается. При охлаждении полученного расплава (резком охлаждении) образуется пластическая сера – резиноподобное вещество черного цвета. При этом если эту массу оставить в покое на несколько дней, то мы снова получим ромбическую серу.

Какие реакции характерны для серы? Все твердофазные реакции с этим веществом в обычных условиях не протекают. На холоде сера реагирует с фтором, хлором, ртутью.

А вот в жидкой фазе или в газовой реакционная способность резко увеличивается. Так происходит реакция горения в атмосфере серы цинковой пыли и меди с железом.

При повышении температуры сера вступает в реакцию с водородом с образованием гидрида, с кислородом образует диоксид серы.

Не реагирует с азотом, золотом, платиной и благородными газами.

Основная масса серы идет на производство серной кислоты, еще часть используется в резиновой промышленности. Также важен синтез дисульфида углерода, применяемого в качестве растворителя. Сера важна в сельском хозяйстве и в медицине.

Халькогены — это группа химических элементов, которые размещены в главной подгруппе 6 группы периодической таблицы Менделеева. 

Интересно узнать, почему они так названы. А все потому, что в природе они очень часто встречаются в виде соединений с медью (на греческом «chalkos» — медь и «genos» — рожденный). 

Описание и общая характеристика

Родоначальник этой группы — кислород. Кроме него сюда входят такие элементы как селен, сера, теллур и полоний. 

Среди них: неметаллы — сера и кислород, промежуточные элементы между металлами и неметаллами — теллур и селен, и один металл — полоний.

С уменьшением порядочного номера элементов группы радиус атомов уменьшается, поэтому наименьший радиус имеется у кислорода, а наибольший — у полония.

Строение молекул и физические свойства

Электронная конфигурация атомов этих элементов характеризуется шестью электронами на внешнем энергетическом уровне. 

Все халькогены могут проявлять разные степени окисления: для кислорода это -2 и +2 (в соединении с фтором), для атома теллура, а также для селена и серы это +2, +4 и +6.

Для кислорода и серы характерно такое свойство как аллотропия. Так как у них есть два неспаренных электрона, то возможны разные варианты строения простых веществ. Например, в зависимости от того, какую связь образует элемент О (кислород) — двойную или тройную, соответственно различают кислород и озон. 

Также образовывать аллотропные вещества может сера, создавая многоатомные циклы и цепи.

Аллотропные модификации элементов имеют также различные физические свойства: такие характеристики как растворимость в воде и температура кипения у озона намного выше, чем у кислорода, а виды многоатомных цепей у серы такие как ромбическая и моноклинная, в отличие от пластической — растворяются в органических жидкостях, но при этом все они не растворяются в воде.

Химические свойства халькогенов

Кислород, как наиболее элетроотрицательный элемент этой группы — может выступать окислителем почти всех простых и некоторых сложных веществ. 

Только взаимодействуя со фтором он выступает в качестве восстановителя с положительной степенью окисления. С неметаллами он взаимодействует при довольно высоких температурах. 

Так как сера имеет высокую реакционную способность (особенно если она находится в твёрдом агрегатном состоянии, а не в расплаве) — она может соединяться почти со всеми простыми веществами, кроме инертных газов. 

Её скорость взаимодействия с водородом и хлором увеличивается с увеличением температуры. Также она может гореть во фторе и окисляться при высоких температурах с образованием оксида серы.

Полоний, селен и теллур хотя и не имеют такой большой реакционной способности, как у двоих предыдущих представителей этой группы элементов, тем не менее — так же могут реагировать почти со всеми простыми веществами. Селениды, полониды и теллуриды металлов именуются наиболее устойчивыми.

Всем халькогенам характерна реакция диспропорционирования (в виде взаимодействия с водой). 

Биологическая роль халькогенов

В этой группе есть как элементы, жизненно необходимые, так и те, биологическую роль которых не обнаружили. К первым относится сера, селен и, как ни странно, кислород; ко вторым — теллур и полоний. 

Представители первой группы имеют место в составе биомолекул организма человека. Главное значение здесь по праву принадлежит кислороду. 

Он окисляет питательные вещества, в результате чего выделяется энергия, необходимая для жизнедеятельности, принимает участие в защитных свойствах организма, также в медицине огромную роль играет его применение при различных заболеваниях, по причине которых у человека нарушаются дыхательные функции. 

Другая форма кислорода — озон — используется для обеззараживания воздуха и дезинфекции помещений. Ещё его применяют для очистки питьевой воды. В природе его можно обнаружить в воздухе из-за характерного чувства приятной свежести и некоего запаха.

Теперь поговорим о сере. Она также, как и предыдущий элемент, относится по содержанию в организме к макроэлементам. Чтобы понять её большое значение, достаточно сказать, что она входит в состав таких биомолекул как белки, аминокислоты, гормоны, витамины. 

Также её обнаружили в составе костей, в нервной ткани и в каротине волос. Кроме всего этого она некоторым образом участвует и в защитной системе организма, обезвреживая ядовитые соединения. 

И последний представитель «полезных» элементов — селен. Хотя его относят к микроэлементам, но для организма он жизненно необходимым. 

Селен может выступать в различных соединениях в роли аналога серы, замещая её. Его также обнаружили в составе некоторых ферментов. 

Находясь в активном центре одного из них — он участвует в защите клеток от действия пероксида водорода и органических пероксидов. Физиологическая роль этого элемента в процессе жизнедеятельности доказывается его способностью предохранять ткани от некроза. Ещё одна из функций селена — предохранение от отравления кадмием и ртутью.

Поэтому, если обобщить: сера и кислород — жизненно необходимые, селен — физиологически активен, а роль полония и теллура не обнаружена.

Решение задач и выполнение упражнений по материалам ЕГЭ по теме «Халькогены»

1. Верны ли следующие суждения о свойствах кислорода и серы?

А. Максимальная валентность этих элементов в соединениях равна номеру группы.

Б. При взаимодействии с водородом кислород и сера проявляют окислительные свойства.

1) верно только А    2) верно только Б   3) верны оба суждения       4) оба суждения неверны

2. В двух пробирках находился раствор сульфида аммония. В первую пробирку добавили раствор вещества Х, а во вторую — раствор вещества Y. В первой пробирке выпал белый осадок и выделился газ, а во второй пробирке образовался тёмный осадок. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции.

1) HCl      2) CuSO4    3) AlCl3     4) NaOH        5) NaCl

3. Из предложенного перечня веществ (перманганат калия, гидрокарбонат калия, сульфит натрия, сульфат бария, гидроксид калия; допустимо использование водных растворов) выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций, используя не менее двух веществ из предложенного перечня. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

4. Из предложенного перечня веществ (хлорид меди (II), нитрат натрия, перманганат калия, сульфат натрия, сульфид калия; допустимо использование водных растворов) выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций, используя не менее двух веществ из предложенного перечня. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

5. Вычислите массу кислорода (в граммах), необходимого для полного сжигания 6,72 л (н.у.) сероводорода.

6. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

Fe + S = FeS + 1200 кДж,

выделилось 480 кДж теплоты. Какая объем масса серы при этом вступила в реакцию?

7. Вычислите массу воды (в граммах), которую следует добавить к 55 г раствора сероводорода с массовой долей 30%, чтобы уменьшить концентрацию раствора до 12%.

Решение задач и выполнение упражнений по материалам ЕГЭ по теме «Халькогены»

1. Верны ли следующие суждения о свойствах кислорода и серы?

А. Максимальная валентность этих элементов в соединениях равна номеру группы.

Б. При взаимодействии с водородом кислород и сера проявляют окислительные свойства.

1) верно только А    2) верно только Б   3) верны оба суждения       4) оба суждения неверны

2. В двух пробирках находился раствор сульфида аммония. В первую пробирку добавили раствор вещества Х, а во вторую — раствор вещества Y. В первой пробирке выпал белый осадок и выделился газ, а во второй пробирке образовался тёмный осадок. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции.

1) HCl      2) CuSO4    3) AlCl3     4) NaOH        5) NaCl

3. Из предложенного перечня веществ (перманганат калия, гидрокарбонат калия, сульфит натрия, сульфат бария, гидроксид калия; допустимо использование водных растворов) выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций, используя не менее двух веществ из предложенного перечня. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

4. Из предложенного перечня веществ (хлорид меди (II), нитрат натрия, перманганат калия, сульфат натрия, сульфид калия; допустимо использование водных растворов) выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций, используя не менее двух веществ из предложенного перечня. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

5. Вычислите массу кислорода (в граммах), необходимого для полного сжигания 6,72 л (н.у.) сероводорода.

6. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

Fe + S = FeS + 1200 кДж,

выделилось 480 кДж теплоты. Какая объем масса серы при этом вступила в реакцию?

7. Вычислите массу воды (в граммах), которую следует добавить к 55 г раствора сероводорода с массовой долей 30%, чтобы уменьшить концентрацию раствора до 12%.