Химия общая и неорганическая Лекция Р-элементы VI A

Химия общая и неорганическая. Лекция. Р-элементы VI A группы и свойства их соединений.

Элементы VIА-группы (халькогены) O S Se Te Po z 8 16 34 52 84 Ar 15, 999 3, 50 32, 066 78, 96 127, 60 208, 98 2, 60 2, 48 2, 02 1, 76

Элементы VIА-группы (халькогены) Общая электронная формула: […] ns 2 (n– 1)d 10 np 4 Степени окисления: O: –II, –I, 0, +II H 2 O; H 2 O 2; O 2 F 2; OF 2 S, Se, Te (Po): –II, 0, (+II), +IV, +VI H 2 Э; Эх; ЭО 2; ЭО 3

Простые вещества Теллур Аллотропия: O 2, O 3 (озон) S 8(ромбич. ), S 8 (монокл. ), S 6, S 4, Sx (пластич. ), S 2 Se красн. Se серый Селен Сера

Взаимодействие с водой, кислотами и щелочами O 2, S(т), Se(т), Te(т) + H 2 O(ж) 3 S + 2 H 2 O 2 H 2 S + SO 2 (t) (диспр-вание) Te + 2 H 2 O Te. O 2 + 2 H 2 Po + 2 HCl = Po. Cl 2 + 2 H 2 3 S + 6 Na. OH = Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S + 3 H 2 O (Se, Te) (диспр-вание) Э + 6 OH– – 4 e = ЭO 32– + 3 H 2 O Э + 2 e = Э 2

Соединения Э–II O S Se Te (Po) восстановит. св-ва растут термич. устойчивость падает G °, к. Дж/моль H 2 O H 2 Se H 2 Te – 229 – 34 +16 +85 Kк (H 2 Э/HЭ–, водн. р-р) – 10– 7 10– 4 10– 3 Kк (HЭ–/Э 2–, водн. р-р) – 10– 13 10– 11 10– 12 кислотные св-ва растут склонность М 2 Э к гидролизу растет

Кислородные кислоты Se Te IV SO 2·n H 2 O H 2 Se. O 3 H 2 Te. O 3 слабые кислоты +VI H 2 SO 4 H 2 Se. O 4 H 2 Te. O 4 сильные кислоты H 6 Te. O 6 слабая кислота

Соединения Э+IV SO 2 Se. O 2 Te. O 2 восст. св-ва падают 2 SO 2 + Se. O 2 = 2 SO 3 + Se Соединения Э+VI H 2 SO 4 H 2 Se. O 4 H 2 Te. O 4 окисл. св-ва растут H 2 Se. O 4 + 2 HCl = H 2 Se. O 3 + Cl 2 + H 2 O

Соединения Э+VI Se. O 42– + 4 H+ + 2 e = H 2 Se. O 3 + H 2 O Е = +1, 15 В SO 42– + 4 H+ + (n -2)H 2 O + 2 e = SO 2·n H 2 O Е = +0, 18 В Устойчивые степени окисления: O (–II) Se и Te (+IV) S (+VI) Po (+II)

Самородная сера В природе Минералы – сульфиды: Редкие элементы 1. O 49, 5 % (масс. ) 15. S 0, 048 % 60. Se 8· 10– 5 % 74. Te 1· 10– 6 % 87. Po 2· 10– 14 % Пирит Сера Пирит Fe. S 2 Халькопирит Cu. Fe. S 2 Сфалерит (цинковая обманка) Zn. S Галенит (свинцовый блеск) Pb. S … Минералы – сульфаты: Гипс Ca. SO 4 · 2 H 2 O Мирабилит Na 2 SO 4 · 10 H 2 O … Галенит Халькопирит

История открытия кислорода В 1772 году К. Шееле, шведский химик, получил «огненный газ» (так он называл кислород). Позже, в 1774 году, Д. Пристли (Англия) выделил кислород. Химическая природа кислорода установлена А. Лавуазье. Термическое разложение Hg. O, KNO 3, KMn. O 4, Ag 2 CO 3 и др. К. Шееле Дж. Пристли А. Л. Лавуазье

История открытия Se, Te, Po Теллур открыл в 1782 г. Ф. Мюллер фон Райхенштайн (название дал М. Клапрот) М. Склодовская-Кюри (1867 -1934) Ф. Мюллер фон Райхенштайн (1740 -1825) Селен открыли в 1817 г. Й. Я. Берцелиус и Ю. Ган Полоний впервые получила в 1898 г. М. Склодовская. Кюри М. Клапрот (1743 -1817) Й. Берцелиус (1779 -1848) Ю. Г. Ган (1745 -1818)

Кислород – самый распространенный элемент на Земле (49, 5% масс. ). Кислород существует в самородном виде (воздух) и входит в состав воды, горных пород и живых организмов. В атмосфере содержание кислорода – 23, 13% масс. (20, 94% по объему), в литосфере – 46, 60%, около 85% в гидросфере (85, 8% кислорода в океанах и 88, 81% в чистой воде).

Шкала степеней окисления кислорода +II OF 2 Атомарный кислород KCl. O 3 = KCl + 3[O] +I O 2 F 2 0 O 2, O 3, O 0 KNO 3 = KNO 2 + [O] K 2 S 2 O 6(O 2) = K 2 S 2 O 7 + [O] I H 2 O 2, Na 2 O 2, Ba. O 2 II OH , H 2 O, Na 2 O, SO 3, H 2 SO 4, Na. OH, K 3 PO 4, KAl(SO 4)2 …

Физические и химические свойства O 2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т. пл. – 218, 7 С, т. кип. – 182, 96 С, парамагнитен Жидкий O 2 голубого, твердый – синего цвета. O 2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород). O 2 растворим в металлах, с которыми непосредственно не реагирует (при 450 С 1 см 3 золота и платины растворяют соответственно 77 и 48 см 3 кислорода).

Озон O 3 – светло-синий газ, т. пл. – 192, 7 С, т. кип. – 111, 9 С, взрывоопасен и ядовит. В жидком состоянии – темно-голубой, в твердом – темнофиолетовый. Получение: электр. разряд 3 O 2 2 O 3 Озонаторы

Молекула O 3 полярна и диамагнитна sp 2 – гибридизация Обнаружение озона: 2 KI + O 3 + H 2 O = , , = I 2 + 2 KOH + O 2 Применение: санитарная обработка питьевой воды = 0, 52 Д (озонирование), отбеливание, дезинфекция и т. п.

Пероксид водорода H 2 O 2 Молекула H 2 O 2 полярна и диамагнитна H 2 O 2 – бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое – светлоголубая). = 2, 26 Д

Физические свойства H 2 O и H 2 O 2 Вода Пероксид водорода плотность, г/см 3 1, 000 (4 С) 1, 448 (20 С) т. пл. , С 0, 00 – 0, 43 т. кип. , С 100, 00 +150 (разл. ) Водородные связи: H 2 O ··· H 2 O ··· H 2 O 2··· H 2 O 2···

Пероксид водорода H 2 O 2 Диспроп-вание в присутствии катализаторов (например Mn. O 2): 2 H 2 O 2–I = 2 H 2 O–II + O 20 Видеофрагмент Окислительные св-ва: Pb. S(т) + 4 H 2 O 2 = = Pb. SO 4(т) + 4 H 2 O

Протолиз в водном растворе Пероксид водорода – очень слабая двухосновная кислота: H 2 O 2 + H 2 O HO 2 + H 3 O+; Kк = 2, 4· 10– 12 (при р. Н 7 в растворе существуют молекулы H 2 O 2, а при р. Н 7 – гидропероксид-ионы HO 2 ) Гидролиз Na 2 O 2 (суммарное ур-ние) Na 2 O 2 + H 2 O 2 Na+ + HO 2– + OH–

Окислительно-восстановительные св-ва Окислительные свойства В кислотной среде: H 2 O 2 + 2 H+ + 2 e = 2 H 2 O; Е = +1, 76 В В щелочной среде: HO 2 + H 2 O + 2 e = 3 OH ; Е = +0, 88 В Восстановительные свойства В кислотной среде: H 2 O 2 – 2 e = O 2 + 2 H+ ; Е = +0, 69 В В щелочной среде: HO 2 + OH – 2 e = O 2 + H 2 O ; Е = – 0, 076 В

Получение H 2 O 2 В лаборатории: 2 Ba. O + O 2 = 2 Ba. O 2 + H 2 SO 4(конц. , хол. ) = Ba. SO 4 + H 2 O 2 Ba. O 2 + H 2 O + CO 2 = Ba. СO 3 + H 2 O 2 В промышленности: анодное окисление гидросульфатов и разложение пероксодисерной кислоты Анод: 2 HSO 4 – 2 e = H 2 S 2 O 6(O 2) + 2 H 2 O = 2 H 2 SO 4 + H 2 O 2

Сера -S (ромбическая) 95 °С S 8 -S (моноклинная) S (ж) 200 °С, –t 445 °С (кипение) S (г) 1500 °С S 1 S 8 – 54% S 6 – 37% S 4 – 5% S 2 – 4% цепи t 300 °C: S 6, S 4 119 °С S (аморфная) «пластическая»

Шкала степеней окисления серы +VI SO , SO 2 , HSO , H SO , K SO , SF , SCl O 3 4 4 2 4 6 2 2 +IV SO 2, SO 32 , HSO 3 , SO 2·n H 2 O, Na 2 SO 3, SF 4, SCl 2 O 0 S (S 8, Sx, S 6, S 4, S 2, S 0) I Na 2 S 2, Fe. S 2 II S 2 , HS , H 2 S, Na 2 S, CS 2

Сера: химические свойства H 2 S SF 4 SF 6 S 2 Cl 2 SCl 4 F 2 H 2 Cl 2 S ы л ал т Ме Zn. S Cu. S Al 2 S 3 CS 2 C H 2 O, t H 2 S, SO 2 OH–, t HNO 3 H 2 SO 4 SO 32–, t SO 3 S 2– и SO 32 –