Элементы VI А группы Подготовила студентка ТК№24 19гр

Элементы VI А группы Подготовила студентка ТК№24 19гр Нежельской Ксении

Общая характеристика, краткие сведения об этом истории открытия и их распространенности в природе

История открытия кислорода Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы). 2HgO (t) → 2Hg + O2↑ Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах. Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье. Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Петра Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона. Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазь

История открытия серы Сера (англ. Sulfur, франц. Sufre, нем. Schwefel) в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с самых древнейших времен. С запахом горящей серы, удушающим действием сернистого газа и отвратительным запахом сероводорода человек познакомился, вероятно, еще в доисторические времена. Именно из-за этих свойств сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов. Очень давно сера стала применяться в составе различных горючих смесей для военных целей. Уже у Гомера описаны "сернистые испарения", смертельное действие выделений горящей серы. Сера, вероятно, входила в состав "греческого огня", наводившего ужас на противников. Около VIII в. китайцы стали использовать ее в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, легкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что ее считали "принципом горючести" и обязательной составной частью металлических руд. Пресвитер Теофил (XI в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, еще в древнем Египте. В период арабской алхимии возникла ртутно-серная теория состава металлов, согласно которой сера почиталась обязательной составной частью (отцом) всех металлов.

В дальнейшем она стала одним из трех принципов алхимиков, а позднее "принцип горючести" явился основой теории флогистона. Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию. С введением пороха в Европе началось развитие добычи природной серы, а также разработка способа получения ее из пиритов; последний был распространен в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Происхождение лат. Sulfur неясно. Полагают, что это название заимствовано от греков. В литературе алхимического периода сера часто фигурирует под различными тайными названиями. У Руланда можно найти, например, названия Zarnec (объяснение "яйца с огнем"), Thucios (живая сера), Terra foetida, spiritus foetens, Scorith, Pater и др. Древнерусское название "сера" употребляется уже очень давно. Под ним подразумевались разные горючие и дурно пахнущие вещества, смолы, физиологические выделения (сера в ушах и пр.). По-видимому, это название происходит от санскритского сirа (светло-желтый). С ним связано слово "серый", т. е. неопределенного цвета, что, в частности, относится к смолам. Второе древнерусское название серы - жупел (сера горючая) - тоже содержит в себе понятие не только горючести, но и дурного запаха. Как объясняют филологи, нем. Schwefel имеет санскритский корень swep (спать, англо-саксонское sweblan - убивать), что, возможно, связано с ядовитыми свойствами сернистого газа

История открытия селена Название происходит от греч. σελήνη — Луна. Элемент назван так в связи с тем, что в природе он является спутником химически сходного с ним теллура (названного в честь Земли).

История открытия теллура Впервые был найден в 1782 году в золотоносных рудах Трансильвании горным инспектором Францом Иозефом Мюллером (впоследствии барон фон Рейхенштейн), на территории Австро-Венгрии. В 1798 году Мартин Генрих Клапрот выделил теллур и определил важнейшие его свойства.

История открытия полония Элемент открыт в 1898 году супругами Пьером Кюри и Марией Склодовской-Кюри в смоляной обманке. Элемент был назван в честь родины Марии Склодовской-Кюри — Польши (лат. Polonia).

Общая характеристика В подгруппу кислорода входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный металл). Это р-элементы VI группы периодической системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды». У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns2nр4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно -2 и в соединении со фтором +2. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов. У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и +2 (например, в Н2О и ОF2). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Числонеспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO2), а во втором — шести (например, в SO3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы — селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, +2, +4 и +6. Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н2R (R - символ элемента): Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом.

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и +2 (например, в Н2О и ОF2). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Числонеспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO2), а во втором — шести (например, в SO3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы — селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, +2, +4 и +6. Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н2R (R - символ элемента): Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом.

Изменения в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации.

Сходство и различие свойств элементов VI группы, главной подгруппы с точки зрения строения атома. Сходство и различие свойств элементов VI группы, главной подгруппы с точки зрения строения атома. В подгруппе кислорода с возрастанием атомного номера увеличивается радиус атомов, уменьшается энергия ионизации, характеризующая металлические свойства элементов. Поэтому в ряду 0--S--Se--Te--Ро свойства элементов изменяются от неметаллических к металлическим. В обычных условиях кислород - типичный неметалл (газ), а полоний — металл, похожий на свинец. С увеличением атомного, номера элементов значение электроотрицательности элементов в подгруппе уменьшается. Отрицательная степень окисления становится все менее характерной. Окислительная степень окисления становится все менее характерной. Окислительная активность простых веществ в ряду 02--S—Se--Те снижается. Так, если сера и значительно слабее, селен непосредственно взаимодействует с водородом, то теллур с ним в реакцию не вступает.

По значению электроотрицательности кислород уступает только фтору, поэтому в реакциях со всеми остальными элементами проявляет исключительно окислительные свойства. Сера, селен и теллур по своим свойствам . относятся к группе окислителей-восстановителей. В реакциях с сильными восстановителями проявляют окислительные свойства, а при действии сильных окислителей . они окисляются, то есть проявляют восстановительные свойства.

. Сравнение свойств простых веществ. Свойства пероксидов и супероксидов . Сравнение свойств простых веществ. Свойства пероксидов и супероксидов Свойства кислорода S + О2 = SO2. С графитом кислород реагирует при 700 °С С + О2 = СО2. Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде N2 + О2 2NО - Q. Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например с оксидом азота (II)он реагирует уже при комнатной температуре: 2NО + О2 = 2NО2. Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу 2Н2S + О2 = 2S + 2Н2О или оксид серы (IV) 2Н2S + ЗО2 = 2SО2 + 2Н2О в зависимости от соотношения между кислородом и сероводородом. В приведенных реакциях кислород является окислителем. В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется тепло и свет - такие процессы называются горением.

Еще более сильным окислителем, чем кислород О2, является озон О3.Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах, объясняется специфический запах свежести после грозы. Обычноозон получают пропусканием разряда через кислород (реакция эндотермическая и сильно обратимая;выход озона около 5%): ЗО2 2О3 - 284 кДж При взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется йод, тогда как с кислородом эта реакция не идет: 2КI + О3 + Н2О = I2 + 2КОН + О2. Реакция часто используется как качественная для обнаружения ионов I- или озона. Для этого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс с выделившимся иодом.Реакция качественная еще и потому, что озон не окисляет ионы Сl- и Br-. При пропускании газообразного озона через раствор какого-либо алкена в тетрахлорметане при температуре ниже20°С образуется озонид соответствующего алкена:

Свойства серы Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2. Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (например, Na2S и Н2S). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6. Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) SО2 и частично оксид серы (VI) SO3: S + O2 = SO2 и 2S + 3O2 = 2SO3 Это наиболее важные оксиды серы.

При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например: S + Н2 = Н2S; 3S + 2Р = Р2S3; S + Cl2 = SСl2; 2S + С = СS2; S + Fе = FеS Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, - восстановителем.

Свойства селена Селен — аналог серы и проявляет степени окисления −2 (H2Se), +4 (SeO2) и +6 (H2SeO4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 — сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы. Простое вещество — селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно]. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленного горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO2. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно) только будучи расплавленным. В отличие от SO2, SeO2 — не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO2 + H2O → H2SeO3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO3), получают селеновую кислоту H2SeO4, почти такую же сильную, как серная.

Свойства теллура Теллур — хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвет красно-коричневый, в парах — золотисто-жёлтый. Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 °C, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO2. При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя TeO2. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500 — 600 °C. В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Свойства полония В разбавленной соляной кислоте полоний медленно растворяется, образуя розовые растворы (цвет ионов Po2+):Po + 2HCl → PoCl2 + Н2, однако под действием собственной радиации дихлорид превращается в жёлтый тетрахлорид PoCl4. Разбавленная азотная кислота пассивирует полоний, а концентрированная быстро его растворяет. С неметаллами VI группы полоний роднят реакция с водородом, при которой образуется летучий гидрид PoН2 (т. пл. –35°С, т. кип. +35°С, легко разлагается), реакция с металлами (при нагревании) с образованием твёрдых полонидов черного цвета (Na2Po, Ag2Po, BePo, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PbPo, NiPo, PtPo) и реакция с расплавленными щелочами с образованием полонидов и солей полониевой кислоты:3Po + 6NaOH → 2Na2Po + Na2PoO3 + Н2O. С хлором полоний реагирует при нагревании, образуя ярко-жёлтыекристаллы PoCl4, с бромом получаются красные кристаллы PoBr4, с иодом уже при 40°С — чёрный летучий иодид PoI4. Известен и белый тетрафторид полония PoF4. При нагревании тетрагалогениды разлагаются с образованием более стабильных дигалогенидов — рубиново-красного PoCl2 и фиолетово-коричневого PoBr2. Известны комплексные галогениды, например (NH4)2PoBr6. В растворах полоний существует в виде катионов Po2+, Po4+, анионов PoO32–, PoO42–, а также разнообразных комплексных ионов, например PoCl62–.