Элементы 6 -А группы Общая характеристика 6 -А

Элементы 6 -А группы Общая характеристика 6 -А группы Кислород, его свойства

К элементам 6 -А группы относят: кислород (8 О), серу (16 S), селен (34 Se), теллур (52 Te) и полоний (84 Po). Название группы «Халькогены» дословно переводится, как «рождающие соли» от греч. «халькос» – медь и «генос» – род, происхождение. В природе халькогены действительно встречаются чаще всего в виде соединений меди (кроме кислорода) – это сульфиды, селениды меди. Сульфид меди (II) Селенид меди (I)

Свойства элементов 6 -А группы

Ø При переходе от кислорода к полонию размер атома увеличивается, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: кислород и сера – типичные неметаллы, селен и теллур – металлоиды, обладающие неметаллическими свойствами, полоний – металл. Ø Энергия ионизации атомов в этом же ряду уменьшается Э 0 → Э+, что означает усиление восстановительных свойств (способности отдавать электрон). Ø Из-за высокой электронной плотности и сильного межэлектронного отталкивания энергия сродства к электрону для кислорода меньше, чем для всех остальных элементов 6 -А группы. Вследствие этого анион S 2 значительно устойчивее, чем аналогичные анионы селена и теллура, а анион О 2 - практически не существует в свободном виде. Ø Снижение электроотрицательности в ряду от кислорода к полонию означает уменьшение степени полярности ковалентных связей в ряду халькогенов.

Чем выше энергия связи, тем связь прочнее, а соединение устойчивее. Вследствие высокой электронной плотности и сил межэлектронного отталкивания, одинарная связь между атомами кислорода (О – О) наименее устойчива. Напротив, образование двойной связи для кислорода значительно выгоднее, т. к. энергия двойной связи значительно превышает энергию двух одинарных связей.

Формы существования соединений 6 -А группы Э Прост. в-во Н 2 Э ЭО 3 Н 2 ЭО 4 СО О О 2 Н 2 О - - -2, -1, 0, +1, +2 S S Н 2 S SО 3 Н 2 SО 4 -2, 0, +2, +4, +6 Se Se Н 2 Se Sе. О 3 Н 2 Sе. О 4 -2, 0, +2, +4, +6 Te Te Н 2 Te Te. О 3 Н 2 Te. О 4 -2, 0, +2, +4, +6 Po Po Н 2 Po Po. О 3 -2, 0, +2, +4, +6 -

Кислород Простое вещество. Соединения кислорода.

Электронная конфигурация невозбужденного атома 1 s 22 p 4. В большинстве соединений проявляет степень окисления -2, но известны соединение со степенями окисления -1; 0; +1; +2; +4. Самый распространенный элемент в земной коре (58 %). Обнаружено 3 стабильных изотопа: 168 O (99, 759 %), 178 O (0, 037 %), 18 O (0, 204 %). 8 Известно более 1400 минералов, содержащих кислород.

Особенности строения атома кислорода 1) Отсутствует низкий по энергии d-подуровень; 2) Высокая электроотрицательность (место после фтора), неспособен отдавать более 2 -х электронов (все остальные элементы подгруппы проявляют высшую степень окисления +6) 3) Небольшой атомный радиус

Интерференция волн

Строение молекулы кислорода

Строение молекулы кислорода 1) 12 электронов внешнего энергетического уровня располагаются на 8 молекулярных орбиталях (МО); 2) Орбитали атомов кислорода близки по энергии, поэтому несвязывающих орбиталей не образуется; 3) 8 электронов располагаются на связывающих орбиталях и 4 электрона – на разрыхляющих, поэтому порядок связи (8 – 4)/2 = 2; 4) Наличие 2 -х неспаренных электронов на разрыхляющих π*-орбиталях придаёт молекуле кислорода парамагнитные свойства.

Физические свойства кислорода 1) Наиболее устойчива двухатомная молекула, т. к. энергия диссоциации О = О составляет 494 к. Дж/моль, тогда как связи О – О только 210 к. Дж/моль; 2) Молекулы кислорода слабо поляризованы, поэтому межмолекулярные связи между ними слабы. Тпл. = -218 °С Ткип. = -183 °С. 3) Плохо растворим в воде (5 объёмов в 100 объёмах воды при 0 °С). 4) Жидкий и твердый кислород притягиваются магнитом, т. к. молекулы его обладают парамагнитными свойствами. 5) Твёрдый кислород имеет синий цвет, а жидкий – голубой.

Известны 3 аллотропные модификации кислорода О 2, О 3 (озон) и О 4 – неустойчивый тетракислрод.

Аллотропные модификации кислорода Голубоватый газ с характерным резким запахом. Молекула озона полярна. Малорастворим в воде Тпл. = -193 °С Ткип. = -112 °С

Свойства озона

Химические свойства озона

Химические свойства кислорода 1) Сильный окислитель. 2) Непосредственно не взаимодействует только с инертными газами, галогенами, серебром, золотом и металлми группы платины (кроме осмия). Оксид золота (III) Au – желтый цвет O – красный цвет

Получение кислорода 1) Биологическое происхождение кислорода: 6 Н 2 О + 6 СО 2 hν С 6 Н 12 О 6 + 6 О 2↑ 400 -500 °С 2) Разложение хлората калия (бертолетовой соли): KCLO 3 3 O 2 + 2 KCl 3) Разложение перманганата калия: KMn. O 4 210 -240 °С K 2 Mn. O 4 + Mn. O 2 + O 2↑

Соединения кислорода (-2) Молекула воды имеет тетраэдрическое (не плоское) строение. Атом кислорода находится в состоянии. sp 3 гибридизации Метод ВС не объясняет почему одна из двух неподеленных электронных пар (НЭП) более активна, чем другая

Строение воды по методу МО

Строение молекулы воды (метод МО) v В образовании молекулы воды принимают участие две 1 s атомные орбитали (по одной от каждого атома водорода) одна 2 s орбиталь и три 2 р орбитали атома кислорода. Всего на 6 молекулярных орбиталях молекулы воды размещается 8 электронов. v Взаимодействие (перекрывание) 1 s орбиталей двух атомов водорода с 2 s и 2 px- орбиталями атома кислорода приводит к образованию 4 МО, из которых две связывающие (2 a 1, 1 b 1) и 2 разрыхляющие (4 a 1, 2 b 1). v В энергию связывающих орбиталей больший вклад вносят АО с более низкой энергией (кислорода), а в энергию разрыхляющих орбиталей – АО с более высокой энергией (водорода). v 2 pz-орбиталь кислорода и 1 s-орбиталь одного из водородов слабо перекрываются и образуют слабосвязывающую орбиталь (3 a 1). v Орбиталь 2 py атома кислорода перпендикулярна плоскости перекрывания орбиталей, не перекрывается с 1 s-орбиталями ат. Н и, поэтому, образует несвязывающую 1 b 2 -орбиталь.

Строение молекулы воды (метод МО) Всего в молекуле воды образуется 2 связывающие, 2 несвязывающие и 2 разрыхляющие МО. 8 электронов располагаются попарно на 2 -хсвязывающие и 2 -х несвязывающих орбиталях.

Строение воды (метод МО) Электроны МО 2 a 1, 1 b 1 образуют связи О – Н, а ē, расположенные на несвязывающих орбиталях (3 a 1, 1 b 2), соответствуют свободным ЭП молекулы воды. Однако МО 3 a 1 и 1 b 2 различаются по локализации и энергии. 1 b 2 локализована на атоме кислорода и имеет чисто р-характер. 3 a 1 имеет меньшую энергию и является делокализованной, т. к. образована с участием АО ат. Н и О. Локализация 1 b 2 на атоме кислорода приводит к тому, что отрицательный заряд в молекуле воды сосредоточен вблизи атома кислорода, а вблизи атома водорода – положительный. Отсюда полярность молекулы воды (μ = 1, 84 D).

Водородные связи в молекуле воды Следствия полярности молекул воды: 1) Способность к образованию межмолекулярных водородных связей; 2) Высокие температуры плавления и кипения (0 °С и 100 °С) 3) Сильное поверхностное натяжение

Температура кипения халькогенов Н 2 О Ткип. , °С H 2 S 100 -60 H 2 Sе H 2 Те -42 -2

Водородные связи в молекуле льда Кристаллы льда имеют гексагональную структуру. Каждая молекула воды связана с тремя соседними молекулами посредством водородных связей. Каждая молекула воды образует 4 водородные связи, используя обе НЭП. При плавлении одна водородная связь разрывается (при 0 °С разрывается 15 % водород. св. ). При этом часть молекул попадает внутрь каркаса, это объясняет факт: при 4 °С плотность воды максимальна.

Оксиды В соответствии с природой элемента в положительной степени окисления характер оксидов в периодах и группах периодической системы закономерно изменяется. В периодах уменьшается эффективный отрицательный заряд на атомах кислорода и осуществляется постеренный переход от основных через амфотерные оксиды к кислотным.

Свойства оксидов

Взаимодействие оксидов с водой

Взаимодействие оксидов с водой В ряду кислотных оксидов, в периоде усиливаются кислотные свойства и способность взаимодействия с водой, что подтверждается снижением потенциала ∆G 0298.

Пероксид водорода

Молекулярные ионы кислорода

Надпероксиды Присоединение одного электрона к молекуле кислорода вызывает образование надпероксид-иона О 2 -. Производные О 2 - называют надпероксидами, которые известны для наиболее активных щелочных металлов (калий, рубидий, цезий). Надпероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ: К + О 2 = КО 2. Непарный электрон иона О 2 - обусловливает парамагнетизм надпероксидов и наличие у них окраски. Надпероксиды очень сильные окислители. Они бурно реагируют с водой с выделением водорода.

Надпероксид калия KO 2 (оранжевый) образуется при обычном сжигании металла на воздухе. Это соединение используется как запасной источник кислорода в дыхательных масках в шахтах, подводных лодках и космических кораблях.

Пероксиды Присоединяя 2 электрона, молекула О 2 превращается в пероксиданион О 22 -, в котором атомы кислорода связаны одной двухэлектронной связью. Пероксид-анион диамагнитен. Производные пероксид-аниона называют пероксидами. Пероксиды образуются при окислении ряда металлов: Ва + О 2 = Ва. О 2.

Строение пероксида водорода

Пероксид натрия

Особенности строения пероксида водорода 1) Энергия связи О – О (210 к. Дж/моль) значительно меньше энергии связи О – Н (468 к. Дж/моль) 2) Неустойчив, самопроизвольно разлагается со взрывом 3) Молекула сильно полярна μ = 0, 7 ∙ 10 -29 Кл∙м 4) Между молекулами пероксида водорода возникают водородные связи, поэтому Тпл. = 0, 41 °С, а Ткип. = 150, 2 °С аномально высокие.

Кислотные свойства пероксида водорода

Окислительные и восстановительные свойства Н 2 О 2

Химические свойства пероксида водорода При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до кислорода:

Химические свойства пероксида водорода

Диспропорционирование Н 2 О 2

Пероксокислоты

Соединения кислорода с положительными степенями окисления

Фториды кислорода

Окисление кислорода

Гексафторплатинат (V) диоксигенила