16_Лекция

р-элементы VІА группы. Кислород и его
соединения.
р-элементы VІА группы. Сера, селен, теллур
халькогены
O 1s22s22p4
S 2s22p63s23p4
Se 3s23p63d104s24p4
Te 4s24p64d105s25p4
Po 4s24p64d104f145s25p65d106s26p4
Пор.№
8
16
34
52
84
элемент
Mr
(O)
15,99
(S)
(Se)
(Te)
(Po)
С
Вал електр. Ков. r.ат, Сп эл, Отн.эл.
еВ
нм
[He]2s22p4
0,066
14,5
О, Н3О+
С.о.
t°пл.,°
С
t°кип.,
°С
ƍ,
г/см3
3,5
-2, -1,
+1, +2
-218,4
-182,9
1,2
112,8
444,67
2,07
32,06
[Ne]3s23p4
0,105
10,5
2,6
-2, +2,
+3,
+4, +5,
+6
78,96
[Ar]3d104s24
p4
0,116
9,8
2,01
-2, +4,
+6
217
1390
4,8
127,60
[Kr]4d105s25
p4
0,143
8,6
1,9
-3, +3,
+4,
+5
450
1750
6,68
208,98
[Xe]4f145d10
6s26p4
0,176
7,8
1,76
+2, +4
282
962
9,32
Кислород (O2) В природе
W~23,1%; WV ~ 21%% в воздухе;
1.
Получение
Промышленный способ - фракционирование.
Кислородные концентраторы
2. Лабораторный способ
1)
2 HgO = 2 Hg + O2 ↑
2)
PbO2 = Pb + O2 ↑
3)
KClO3= 2KCl + 3O2 ↑
4)
2KMnО4= K2MnО4 + MnO2 + О2↑
5) 2K2Cr2O7+ 8H2SO4=2K2SO4 +2Cr2(SO4)3 +3O2↑+8H2O
6)
2BaO + O2 ↑ = 2BaO2 (при 5000С)
2ВаО2= 2ВаО + О2 ↑ (при t)
7)
2CaOCl2 = 2CaCl2 + O2 ↑
8)
2Н2О2= 2Н2О + О2 ↑
9)
2KNO3 = 2KNO2 + O2 ↑
10)
2Na2O2 + 2CO2= 2Na2CO3 + O2 ↑
4KO2 + 2H2O= 4KOH + 3O2 ↑
Химические свойства кислорода
1.
2.
P4 + 5O2 = 2P2O5
S + O2 = SO2
C + O2 = CO2
3Fe + 2O2 = Fe3O4
2Na + O2 = Na2O2
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
СаН2+ О2= Са(ОН)2
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 
4Fe(OH)3
3.
4.
6FeO + O2 = 2Fe3O4
2Na2SO3 + O2  2Na2SO4
СН
О
3PH
+ 4O
= P22+O2Н
4 +3 2О
2= 2СО
5 + 23H2O
СН3СОН + 1/2О2= СН3СООН
C6H6 + 9/2O2 = 6CO2 + 3H2O
C2H5OH + 2O2 = 2CO2 + 3H2O
O2 + PtF6 = [O2+][PtF6-]
Способы собирания
Озон
Химические свойства озона
1. 3O2 ⇔2O3 вихід ~10%
2. O3 + 2H+ + 2e- = O2 + H20
O3 + H2O + 2e- = O2 + 2OHO3 + S + H2O = H2SO4
O3 + 2KI + H2O = 2KOH + O2 + I2
5O3 + 2KOH = 2KO3 (озонид)+ 5O2 + H2O
Биологическая роль кислорода и озона.
Типы бинарных
кислородсодержащих
соединений
Оксиды
(О-2)
Пероксиды
(О-1)
Надпероксиды
(О-1/2)
Озониды
(О-1/3)
Все елементы
Активные металлы
Активные металлы
Только К, Rb, Cs
Способы получения оксидов
-
-
:
2Mg + O2 = 2MgO
S + O2 = SO2
Cu + 1/2O2= CuO
3Fe + 2O2 = Fe3O4
N2 + O2= 2NO (30000С)
:
Mg(OH)2 = MgO + H2O
Ba(OH)2 = BaO + H2O
4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2
2H3BO3 = B2O3 + 3H2O
2HСlO4 + P2O5 = 2HPO4 + Cl2O7
2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5
H2CO3 = H2O + CO2
Hg(OH)2 = HgO + H2O
2AgOH = Ag2O + H2O
-:
CaCO3  CaO + CO2
Fe2(SO4)3  Fe2O3 + 3SO3
2Pb(NO3)2  2PbO + 4NO2 + O2
:
2Ag2CO3  4Ag + O2 +CO2
Hg(NO3)2  Hg + 2NO2 + O2
Свойства оксидов
ряд Na2O–MgO–Al2O3
Na2O(k) + H2O(p) = 2NaOH(k), G= - 147 кДж/моль
MgO(k) + H2O(p) = Mg(OH)2(k), G= -27 кДж/моль
1/3Al2O3(k) + H2O(p) = 2/3Al(OH)3(k), G= 6 кДж/моль
ряд P2O5 – SO3 – Cl2O7:
1/3P2O5(k) + H2O = 2/3H3PO4(k), G= - 52кДж/моль
SO3(k) + H2O(p) = H2SO4(p), G= - 76 кДж/моль
Сl2O7(г) + H2O(p) = 2HClO4(p), G= - 331 кДж/моль
Ат.№
16S
34
Se
Количество
стабильных
изотопов
32S
–95%
33S
34S
36S
74Se, 76Se,
77Se
78Se, 80Se,
Минералы
S8– самородная сера;
FeS2, PbS, ZnS и др.
сульфиды; MgSO4, CaSO4
в морской воде
селениды МSe
(сопровождают
сульфиды)
82Se
52
Te
124Te,125Te,126
Te
128Te, 130Te
та
телуриды МTe
(сопровождают
сульфиды)
ін.
84Po
210
84Ро
В продуктах разложения
урана
САМОРОДНАя СЕРА
ХАЛЬКОПИРИТ
ГИПС
S 1s22s22p63s23p43d0
S
1s22s22p63s23p33d1
S 1s22s22p63s13p33d2
Самые характерные с.о. –2, +2, +4, +6.
с.о. -2, +2
с.о. +4
с.о. +6
с.о.
Соединения
S–2
H2S, S2–, Sn2–
S–1
H2S2
S0
S6, S8
S+1
S2O, S2F2,, S2Cl2
S+2
SF2, SCl2
S+3
Na2S2O4
S+4
SO2, SO32–, SF4,
SOCl2
S+5
Na2S2O6
S +6
SO3, H2SO4,
HSO3F
Сера
Сероводород. Сероводородная кислота и ее соли
Сероводород - бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит.
Неплохо растворим в воде, спирте. Раствор сероводорода в воде
представляет собой слабую сероводородную кислоту.
Сероводород и соли сероводородной кислоты используется в
производстве и аналитической химии.
В лаборатории сероводород получают при непосредственном
взаимодействии водорода и серы или действуя на соли сероводородной кислоты сильными кислотами.
В сероводороде сера проявляет степень окисления -2.
Сероводород является довольно сильным восстановителем.
Например, в реакции горения сероводорода на воздухе сера может
окисляться до свободной или до оксида серы (IV):
2Н2S + О2 = 2Н2О + 2S
2H2S + 3О2 = 2Н2О + 2SO2
Сероводородная кислота двухосновная, поэтому образует
средние и кислые соли:
H2S + KOH = KHS + H2O
Средние соли называются сульфидами, а кислые гидросульфидами.
Оксид серы (IV) и сернистая кислота
Оксид серы (IV) или сернистый газ SO2 - бесцветный тяжелый
газ с резким запахом.
Сернистый газ применяется в основном в производстве серной
кислоты, как ядохимикат, для отбелки тканей.
В промышленности сернистый газ получают, сжигая серу на
воздухе:
S + O2 = SO2
или обжигая пирит:
4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3
В лаборатории сернистый газ получают, действуя серной
кислотой на соли сернистой кислоты:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3
или взаимодействием серной кислоты с медью при нагревании:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Сернистый газ хорошо растворим в воде, при этом образуется
некоторое количество сернистой кислоты:
H2O + SO2  H2SO3
Сернистый газ - типичный кислотный оксид, он взаимодействует с
основными оксидами:
SO2 + K2O = K2SO3
соединяется с гидроксидами:
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
В присутствии катализаторов ( платины, оксиды ванадия (V)) SO2
окисляется до SO3.
Сернистая кислота H2SO3 - соединение непрочное и существует только
в растворе, легко распадаясь на воду и сернистый газ. Сернистая
кислота, как и серная, двухосновная и образует два типа солей:
гидросульфиты и сульфиты, является кислотой средней силы.
Сернистая кислота реагирует с основаниями, основными оксидами,
солями и металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. Для
сернистой кислоты и ее солей характерны восстановительные
свойства.
Сернистая
кислота
используется
как
дезинфицирующее
и
отбеливающее средство. Ее соли применяются в промышленности,
медицине и фотографии
Оксид серы (VI) и серная кислота
Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную
кислоту:
H2O + SO3 = H2SO4
Серный ангидрид обладает всеми свойствами кислотных оксидов:
реагирует с основными оксидами и основаниями. Получают его
окислением сернистого газа при нагревании в присутствии
катализаторов.
Серная кислота - бесцветная, маслянистая жидкость, тяжелее
воды. Это сильная двух основная кислота, c серой в степени
окисления +6. В серной кислоте хорошо растворяется SO3 с
образованием олеума. Серная кислота хорошо растворяется в воде,
при этом выделяется большое количество теплоты. Смешивая
серной кислоты с водой, нужно обязательно вливать кислоту в воду,
а не наоборот! Существует даже такое высказывание – “Не плюй в
кислоту”. В водных растворах серная кислота диссоциирует
ступенчато.
Серная
кислота
важнейший
продукт
химической
промышленности. Ее используют для получения различных кислот,
солей, оснований, очистки различных продуктов, производства
взрывчатых веществ, красок и т. д.
Производство серной кислоты идет в три этапа:
1) синтез сернистого газа;
2) окисление сернистого газа в серный ангидрид;
3) поглощение серного ангидрида водой.
Сернистый газ получают сжиганием серы или обжигом сульфидов
металлов ( обычно пирита). Сернистый газ окисляется контактным
или нитрозным способом.
Окисление SО2 в SO3 контактным способом проходит в контактном
аппарате при высокой температуре кислородом воздуха в
присутствии катализатора. При нитрозном способе сернистый газ
окисляется оксидом азота (IV):
SO2 + NO2 = SO3 + NO
Затем NO кислородом воздуха окисляется до NO2
При взаимодействии с основаниями образуются кислые соли
(гидросульфиты) и средние соли (сульфаты):
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Разбавленная серная кислота реагирует со всеми металлами,
стоящими в ряду напряжений до водорода (кроме свинца):
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода, в
разбавленной серной кислоте не растворяются. Свинец также не
растворяется в разбавленной кислоте из-за образования пленки
малорастворимого сульфата PbSO4.
Концентрированная
серная
кислота
проявляет
окислительные свойства, когда сера из степени окисления +6
восстанавливается до более низких степеней окисления. Поэтому
концентрированная серная кислота при нагревании растворяет
металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, при этом
выделяется обычно сернистый газ:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + 2H2O + SO2
Некоторые металлы, например, железо, алюминий, с
концентрированной серной кислотой не реагируют из-за
образования пленки устойчивого оксида железа (III) или алюминия.
Окислительные свойства серной кислоты проявляются и при
взаимодействии с неметаллами, например S, С, H2S, HBr, HI:
2H2SO4 + С = 2SO2 + CO2 + 2H2O
Качественной реакцией на ион SO42- является образование с
катионом Ba+ белого осадка.