Общая характеристика элементов 6 а подгруппы. Общая характеристика элементов VI A подгруппы. ІІ. Ожидаемые результаты

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы: О;S;Se;Te;Po.Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: ns2np4– на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислород проявляет только -1 – в пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – О2F2, ОF2 т. к. у него нет d-под-уровня и электроны разъединяться не могут, и валентность всегда – 2; S – все, кроме +1 и -1. У серы появляется d-подуровень и электроны с 3р и с 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность серы – 2 – в SО, 4 – в SО2, 6 – в SО3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентности у селена, теллура и полония также 2, 4, 6. Значения степеней окисления отражены в электронном строении элементов: О – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды. Водород в этих соединениях может быть замещен на ионы металлов. Степень окисления всех халькогенов в соединении с водородом -2 и валентность тоже 2. При растворении хальководородов в воде образуются соответствующие кислоты. Эти кислоты – восстановители. Сила этих кислот сверху вниз возрастает, т. к. уменьшается энергия связи и способствует активной диссоциации. Кислородные соединения халькогенов отвечают формуле: RО2 и RО3 – кислотные оксиды. При растворении этих оксидов в воде они образуют соответствующие кислоты: Н2RО3 и Н2RO4. В направлении сверху вниз сила этих кислот убывает. Н2RО3 – кислоты-восстановители, Н2RO4 – окислители.

Кислород - самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47,0% от массы земной коры. Его содержание в воздухе оставляет 20,95% по объему или 23,10% по массе. Кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят живые организмы.В лабораторных условиях кислород получают: - разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора MnO2:2KClO3 = 2KCl+3O2 -разложением при нагревании перманганата калия:2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2 При этом получается очень чистый кислород.можно также получить кислород электролизом водного раствора гидроксида натрия (электроды никелевые);Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (tкип=-195°C), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, так как его температура кипения выше (-183°С). Широко распространен способ получения кислорода, основанный на электролизе воды.В нормальных условиях кислород - газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1 л воды при 20°С растворяется 31 мл кислорода). При температуре -183°С и давлении 101,325 кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягивается в магнитное поле.Природный кислород содержит три стабильных изотопа 168O (99,76%), 178О (0,04%) и 188О (0,20%). Искусственным способом получены три нестабильных изотопа - 148О, 158О, 198О.Для завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов. Энергично принимая их, кислород проявляет степень окисления -2. Однако в соединениях со фтором (OF2 и O2F2) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1, а фтора -1.Молекула кислорода состоит из двух атомов О2. Химическая связь ковалентная неполярная.Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, золота и платины. Скорость реакции кислорода как с простыми, так и со сложными веществами зависит от природы веществ, температуры и других условий. Такой активный металл, как цезий, самовозгорается в кислороде воздуха уже при комнатной температуре.С фосфором кислород активно реагирует при нагревании до 60°С, с серой - до 250°С, с водородом - более 300°С, с углеродом (в виде угля и графита) - при 700-800°С.4Р+5О2=2Р2О52Н2+O2=2Н2О S+O2=SO2 С+O2=СO2При горении сложных веществ в избытке кислорода образуются оксиды соответствующих элементов: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2=2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Рассмотренные реакции сопровождаются выделением как теплоты, так и света. Такие процессы с участием кислорода называют горением. Поотносительной электроотрицательности кислород является вторым элементом. Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и со сложными веществами он является окислителем, т.к. принимает электроны. Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода. Это окислительно-восстановительные процессы.Для ускорения процессов окисления вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом. Кислород используют для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство азотной, серной кислот, искусственного жидкого топлива, смазочных масел и других веществ).Металлургическая промышленность расходует довольно много кислорода. Кислород используют для получения высоких температур. Температура кислородно-ацетиленового пламени достигает 3500°С, кислородно-водородного - 3000°С В медицине кислород применяют для облегчения дыхания. Его используют в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере.

Сера - один из немногих химических элементов, которыми уже несколько тысячелетий пользуется человек. Она широко распространена в природе и встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так а в соединениях. Минералы, содержащие серу, можно разделить на две группы - сульфиды (колчеданы, блески, обманки) и сульфаты. Самородная сера в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. В СНГ месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.К минералам первой группы относятся свинцовый блеск PbS, медный блеск Cu2S, серебряный блеск - Ag2S, цинковая обманка - ZnS, кадмиевая обманка - CdS, пирит или железный колчедан - FeS2, халькопирит - CuFeS2, киноварь - HgS.К минералам второй группы можно отнести гипс CaSO4 2Н2О, мирабилит (глауберова соль) - Na2SO4 10Н2O, кизерит - MgSO4 Н2О.Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти. Получение 1. При получении серы из природных соединений, например из серного колчедана, его нагревают до высоких температур. Серный колчедан разлагается с образованием сульфида железа (II) и серы: FeS2=FeS+S 2. Серу можно получить окислением сероводорода недостатком кислорода по реакции: 2H2S+O2=2S+2Н2O3. В настоящее время распространено получение серы восстановлением углеродом диоксида серы SO2 - побочного продукта при выплавке металлов из сернистых руд:SO2+С = СO2+S4. Отходящие газы металлургических и коксовых печей содержат смесь диоксида серы и сероводорода. Эту смесь пропускают при высокой температуре над катализатором: H2S+SO2=2H2O+3S Сера представляет собой твердое хрупкое вещество лимонно-желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворима в сероуглероде CS2 анилине и некоторых других раство-рителях.Плохо проводит тепло и электрический ток. Сера образует несколько аллотропных модификаций:Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов:3216S,3316S,3416S,3616S. Химические свойстваАтом 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 (Na2S, H2S). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4, +6.Нахолоду сера сравнительно инертна, но с повышением температуры ее реакционная способность повышается. 1. С металлами сера проявляет окислительные свойства. При этих реакциях образуются сульфиды (с золотом, платиной и иридием не реагирует): Fe+S=FeS
2. С водородом при нормальных условиях сера не взаимодействует, а при 150-200°С протекает обратимая реакция:H2+S«H2S 3. В реакциях с металлами и с водородом сера ведет себя как типичный окислитель, а в присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства.S+3F2=SF6 (с иодом не реагирует)4. Горение серы в кислороде протекает при 280°С, а на воздухе при 360°С. При этом образуется смесь SO2 и SO3:S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. При нагревании без доступа воздуха сера непосредственно соединяется с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства: 2Р+3S=P2S3 2S + С = CS26. При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя в основном как восстановитель:

7. Сера способна к реакциям диспропорционирования. Так, при кипячении порошка серы с щелочами образуются сульфиты и сульфиды: Серу широко применяют в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: при этом каучук превращается в резину.В виде серного цвета (тонкого порошка) серу применяют для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Ее употребляют для получения пороха, спичек, светящихся составов. В медицине приготовляют серные мази для лечения кожных заболеваний.

31 Элементы IV А подгруппы.

Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) - элементы 4 группы главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец - металлы. Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: -4; +2; +4.

--------------------->(металлические свойства возрастают)

Кислород в своих соединениях проявляет, как правило, валентность равную двум. Но в принципе он может быть и четырех валентен, так как на внешнем слое кислород имеет 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары. Но поскольку атом кислорода имеет маленькой размер, то максимальная валентность кислорода равна трем, так как вокруг него может разместиться только три атома водорода.

Файлы: 1 файл

Общая характеристика элементов VI A подгруппы

К главной подгруппе VI группы периодической системы относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. Неметаллические свойства у элементов VI-А группы выражены менее ярко, чем у галогенов. Валентными уних являются электроны ns2 np4

Так как атомы элементов VI-А группы содержат на внешнем слое шесть электронов, то они стремятся к заполнению электронами внешнего энергетического уровня и для них характерно образование анионов Э2-.К образованию катионов атомы рассматриваемых элементов (кроме полония) несклонны. Кислород и сера – типичные неметаллы, причем кислород относится к самым электроотрицательным элементам (на втором месте после фтора). Полоний – металл серебристо-белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, а по электрохимическим свойствам – благородные металлы. Селен и теллур занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами, они являются полупроводниками. По химическим свойствам они стоят ближе к неметаллам. Кислород, серу, селен и теллур объединяют в группу "халькогенов", что в переводе с греческого языка означает "порождающие руды". Эти элементы входят в состав многочисленных руд. От кислорода к теллуру содержание элементов на Земле резко падает. Полоний не имеет стабильных изотопов и встречается в урановых и ториевых рудах, как один из продуктов распада радиоактивного урана.

По своим свойствам кислород и сера резко отличаются друг от друга, т.к. электронные оболочки предыдущего энергетического уровня построены у них различно. Теллур и полоний имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня (валентного слоя) и предпоследнего энергетического уровня, поэтому они в большей степени схожи по своим свойствам.

Кислород в своих соединениях проявляет, как правило, валентность равную двум. Но в принципе он может быть и четырех валентен, так как на внешнем слое кислород имеет 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары. Но поскольку атом кислорода имеет маленькой размер, то максимальная валентность кислорода равна трем, так как вокруг него может разместиться только три атома водорода.

Кислород и его соединения

Свойства кислорода. Кислород О2 – газ без цвета, запаха и вкуса. Плохо растворим в воде: при 20оС в 100 объемах воды растворяется около 3 объемов кислорода. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, он притягивается магнитом, так как его молекулы парамагнитны, имеют два неспаренных электрона. Энергия связи в молекуле О2 равна 493 кДж/моль, длина связи 0,1207 нм, порядок связи в молекуле равен двум. В природе кислород существует в виде трех изотопов16О, 17О, 18О и в виде двух аллотропных модификаций кислорода О2 и озона О3. В воздухе кислорода в свободном состоянии содержится около 21%.

Получение кислорода. В лаборатории кислород получают разложением соединений, богатых кислородом: а) 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 (катализатор – MnO2) б) 2 KMnO4 = O2 + K2MnO4 + MnO2 в) Н2О2 = 2 Н2О + О2 (катализатор – MnO2) г) электролизом водных растворов кислородсодержащих кислот и щелочей с инертным анодом. В промышленности кислород получают разделением жидкого воздуха в ректификационных колоннах.

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Термодинамика – наука о взаимопревращениях различных форм энергии и законах этих превращений. Термодинамика базируется только на экспериментально обнаруженных объективных закономерностях, выраженных в двух основных началах термодинамики.

Термодинамика изучает:

1. Переходы энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой;

2. Энергетические эффекты, сопровождающие различные физические и химические процессы и зависимость их от условий протекания данных процессов;

3. Возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания процессов в рассматриваемых условиях.

Необходимо отметить, что классическая термодинамика имеет следующие ограничения:

1. Термодинамика не рассматривает внутреннее строение тел и механизм протекающих в них процессов;

2. Классическая термодинамика изучает только макроскопические системы;

3. В термодинамике отсутствует понятие "время".

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ

Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды.

Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы).

Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.

Компонентами системы называются индивидуальные вещества, которые, будучи взяты в наименьшем количестве, достаточны для описания (образования) всех фаз системы. выделение компонентов обусловлено конкретным содержанием системы и зависит от тех химических реакций, которые протекают внутри системы и при ее взаимодействии с внешней средой.В сложных минеральных системах в качестве компонентов обычно выступают окислы или элементы.

Параметрами называются величины, при помощи которых может быть описано состояние системы. Фундаментальные параметры систем: температура (Т), энтропия (S), давление (р), объем (V), массы компонентов (m a ...m k) и их химические потенциалы (μ a ...μ k).

Экстенсивными называются парам етры, обладающие свойством аддитивности (слагаемости), т. е. экстенсивные параметры зависят от массы или числа частиц системы. К экстенсивным параметрам относятся объем, энтропия и массы компонентов. Экстенсивные параметры иногда называют параметрами емкости. Интенсивными параметрами, или параметрами напряженности, называются такие, которые не зависят от массы или числа частиц системы. К ним относятся температура, давление и химические потенциалы компонентов.

Существует примечательное свойство термодинамических параметров, которое можно назвать свойством симметричности и сопряженности. Свойство симметричности состоит в том, что любой термодинамический процесс в системе характеризуется парой параметров, один из которых интенсивный, другой - экстенсивный.

Первое начало термодинамики представляет собой закон сохранения энергии, один из всеобщих законов природы:Энергия неуничтожаема и несотворяема; она может только переходить из одной формы в другую в эквивалентных соотношениях.

Первое начало термодинамики представляет собой постулат

Полная энергия изолированной системы постоянна;

Невозможен вечный двигатель первого рода (двигатель, совершающий работу без затраты энергии).

Первое начало термодинамики устанавливает соотношение между теплотой Q, работой А и изменением внутренней энергии системы ΔU: Уравнение 1является математической записью 1-го начала термодинамики для конечного, уравнение 2 – для бесконечно малого изменения состояния системы.

Внутренняя энергия является функцией состояния; это означает, что изменение внутренней энергии ΔU не зависит от пути перехода системы из состояния 1 в состояние 2 и равно разности величин внутренней энергии U 2 и U 1 в этих состояниях:

Изохорическийй процесс (V = const; ΔV = 0).поглощение или выделение тепла связано только с выделением Е

Изотермический процесс (Т = const).это процесс квазистатического расширения или сжатия вещества, находящегося в контакте с тепловым резервуаром.

Изобарический процесс (Р = const).

Адиабатический процесс (Q = 0).Это процесс квазистатического расширения или сжатия газа в сосуде с теплонепроницаемыми оттенками. А=- U

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ термодинамич. ф-ция состояния системы, ее энергия, определяемая внутр. состоянием. Внутренняя энергия складывается в осн. из кинетич. энергии движения частиц (атомов, молекул, ионов, элект ронов) и энергии взаимод. между ними (внутри- и межмолекулярной).

При изотермическом процессевнутренняя энергия идеального газа не меняется. Все переданное газу количество теплоты идет на совершение работы:Q = A

Изменение внутренней энергии при изобарном процессе:ΔU=3/2 ·v·R·ΔT.

изменение внутренней энергии при адиабатном:Q=m·C p D·T/m.

Энтальпия-величина, пропорциональна кол-ву в-ва и измеряется в [КДж/моль] Н<0-экзотермический, Н>0 эндотермический.

При взаимодействии газообр. в-в образуется Н2О, которая может находится в различных состояниях.

Стандартное состояние энтальпий Т=298К, Р=101,325кПа

Кислород, сера, селен, теллур и полоний составляют главную подгруппу шестой группы периодической системы и являются р-элементами. Их атомы имеют на внешнем электронном уровне по шесть электронов и общую электронную конфигурацию внешнего электронного слоя можно выразить формулой: ns2np4. Электронные формулы атомов и некоторые физические константы приведены в таблице.

Из данных таблицы следуют такие выводы:

1. Кажущиеся радиусы нейтральных атомов и отрицательных ионов правильно растут с увеличением порядкового номера элемента.

2. Величина относительной электроотрицательности уменьшается с увеличением кажущихся радиусов нейтральных атомов. Следовательно, от кислорода к полонию ослабевают окислительные свойства и увеличиваются восстановительные свойства нейтральных атомов. Сильнейшим окислителем среди этих элементов является кислород:

O – S – Se – Te – Po

Усиление окислительных свойств

3. С увеличением порядковых номеров элементов наблюдается постепенное ослабление неметаллических свойств и усиление металлических свойств.

Распределение валентных электронов у р-элементов шестой группы по атомным орбиталям имеет следующий вид:

для кислорода

для серы, селена, теллура и полония

Наличие шести электронов на внешнем квантовом слое характеризует способность рассматриваемых элементов проявлять отрицательную степень окисления 2–. Все элементы способны образовывать отрицательно заряженные ионы с зарядом 2–. Склонность к образованию отрицательно заряженных ионов Э-2 ослабевает от кислорода к полонию.

У атома кислорода отсутствует d-подуровень. Поэтому, вследствие наличия у него двух неспаренных p-электронов, атом кислорода может образовать с атомами других элементов две химические связи. Отсюда ясно, что соединения, образованные кислородом с одновалентными элементами, имеют формулу Э2О. Кроме того, атом кислорода может образовывать связь по донорно-акцепторному механизму.

Атом кислорода может выступать как донор – за счет имеющейся у него не поделенной пары электронов, например, при образовании иона гидроксония (Н2О + Н+= Н3О+) и как акцептор – за счет свободной орбитали, появляющейся у него при возбуждении путем спаривания двух неспаренных электронов (что наблюдается, например, в молекуле азотной кислоты // О

Н – О – N.

В зависимости от природы того атома, с которым кислород вступает во взаимодействие, степень его окисления может быть различной:

2(Н2О); -1(Н2О2); 0(О2); +1(O2F2); +2(ОF2).

У атомов серы, селена, теллура и полония имеется свободный d-подуровень. При возбуждении этих атомов их электроны могут переходить на вакантные d-орбитали и поэтому эти элементы проявляют следующие степени окисления: -2, +2, +4, +6.

Простые вещества.

Особенностью этой группы является полиатомность молекул простых веществ Эn, где 2 ≤ n ≤ ∞.

Из данных, приведенных в таблице, можно сделать следующие выводы:

1. Молекулы простых веществ, образуемые атомами p-элементами VI группы, полиатомны.

2. Для всех элементов характерно наличие аллотропических модификаций.

3. Температуры кипения и плавления (кроме полония), плотности их с увеличением порядкового номера возрастают.

Сера была известна до 5000 лет до н. э.

Кислород был открыт четыре раза: в 1772 г. Шееле (HgO), в1774 г. Пьер Байен, Пристли (Pb3O4 прокаливал – получил PbO и О2), Лавуазье дал название кислороду и определил, что он входит в состав воздуха.

Теллур (земля) – 1798 г. Клапрот.

Селен (луна) – 1817 г. Берцелиус нашел в шламе

Полоний – 1898 г. открыт Марии Кюри – Складовской и назван в честь ее родины (Польша).

Кислород

Кислород – самый распространенный элемент на Земле (58,0 мол. доли). Его большая химическая активность и количественное преобладание в значительной мере предопределяет формы существования всех других элементов на Земле. Самым распространенным природными соединениями кислорода являются Н2О, SiO2, силикаты и алюмосиликаты. В воздухе кислород находится в свободном состоянии и на его долю приходится 20,99% (об.). В верхних слоях атмосферы кислород находится в виде газа – озона (О3). Озоновый слой задерживает жесткое солнечное излучение, которое, при длительном воздействии на живые организмы, является для них смертельным.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 16О(99,795%), 17О(0,037%) и 18О (0,204%). Кроме того, получены три радиоактивных изотопа, время жизни которых ничтожно мало.

По значению относительной электроотрицательности (ОЭО = 3,5) кислород уступает только фтору. Кислород образует соединения почти со всеми элементами, исключая гелий, неон и аргон. В соединениях с другими элементами, кроме уже упомянутых степеней окисления (-2, -1, +1, +2), кислород проявляет степень окисления +4 в озоне.

Для кислорода известны две аллотропических модификации: 1) О2 – кислород; 2) О3 – озон.

Наиболее устойчива двухатомная молекула кислорода (О2). Порядок связи в данной молекуле равен 2. Из энергетической диаграммы следует, что кислород является веществом парамагнитным (в молекуле имеется два неспаренных электрона). Это положение полностью подтверждает опыт. Энергия диссоциации молекулы О2 равна 494 кДж/моль, что указывает на достаточную ее устойчивость. Химическая активность молекулы кислорода объясняется наличием неспаренных электронов на разрыхляющих π орбиталях. В обычных условиях О2 – бесцветный газ. Жидкий кислород имеет голубую окраску. Кристаллы твердого кислорода окрашены в светло-синий цвет и похожи на снег. Кислород несколько тяжелее воздуха (dвоз = 1,105). В воде кислород растворяется в очень небольшом количестве. В каждом и твердом состоянии кислород притягивается магнитом.

Получение кислорода

В промышленности кислород получают из жидкого воздуха, электролизом воды, в качестве побочного продукта при получении водорода высокой чистоты.

В лаборатории кислород получают при термическом разложении богатых кислородом соединений (KМnO4, KСlO3, KNO3 и др.).

Например: 2КMn+7O4-2 tº→ К2Мn+6О4 + Mn+4О2 + О20

Такие реакции относятся к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления.

Химические свойства

По реакционной способности О2 уступает только галогенам. Химическая активность его растет с повышением температуры. О2 взаимодействует почти со всеми химическими элементами, за исключением галогенов, благородных газов и благородных металлов (серебро, золото, платина). Иногда взаимодействию препятствует оксидная пленка на поверхности окисляемого вещества.

Скорость реакций окисления зависит от природы окисляемого вещества, температуры, катализатора и т. д. Большинство реакций окисления экзотермичны, например

С + О2 → СО2 ΔΗ = -382,5 кДж/моль

2Н2 + О2 → 2Н2О ΔΗ = -571,7 кДж/моль

Применение кислорода

Основная масса кислорода, получаемого промышленностью, расходуется в черной металлургии для интенсификации выплавки чугуна и стали. Кислород широко используется в нефтехимическая
промышленность" href="/text/category/himicheskaya_i_neftehimicheskaya_promishlennostmz/" rel="bookmark">химической промышленности при получении серной и азотной кислот, смазочных масел и т. д. В смеси с ацетиленом О2 используется для сварки и резки металлов (температура пламени около 3200ºC). Жидкий кислород применяется в ракетах, горнорудном деле.

Озон

Озон (О3) является второй аллотропической модификацией кислорода. Это синий газ с резким запахом (т. кип. -112ºC, т. пл. -193ºC). Жидкий озон представляет собой темно-синюю жидкость. Твердый озон - черного цвета. Озон очень токсичен и взрывоопасен. Образование молекул озона сопровождается поглощением энергии:

https://pandia.ru/text/78/050/images/image014_50.gif" width="50" height="51 src=">О

https://pandia.ru/text/78/050/images/image017_44.gif" width="38" height="38"> 126 Ǻ 116,5º

Получают озон действием тихого электрического разряда на кислород. Небольшое количество озона образуются в процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода (радиолиз воды, разложение пероксидов и т. д.). В естественных условиях озон образуется из атмосферного кислорода при грозовых разрядах и под действием ультрафиолетовых солнечных лучей. Максимальная концентрация озона образуется на высоте ≈ 25 км. «Озоновый пояс» играет важнейшую роль в обеспечении жизни на Земле, так как задерживает вредное для живых организмов ультрафиолетовое излучение и поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствуя ее охлаждению.

Озон более активный окислитель, чем кислород. Например, уже при обычных условиях он окисляет многие металлы и другие вещества

2Ag + O3 → Ag2O + O2

PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2

В реакциях с его участием обычно образуется кислород. Со многими веществами озон реагирует в таких условиях, когда кислород остается инертным. Так, реакция О3 + 2KI + H2O = I2+2KOH+O2 протекает количественно и ее можно использовать для количественного определения озона.

Кроме того, известны реакции, в которых молекула озона участвует всеми тремя атомами кислорода, например KI + O3 → KIO3.

3SnCl2 + O3 + 6HCl = 3 SnCl4 + 3H2O.

Применение озона обусловлено его окислительными свойствами. Он используется в качестве дезинфицирующего и бактерицидного средства, для очистки воды, в пищевой промышленности и т. д.

Пероксиды

Пероксиды - это кислородные соединения, в которых атомы кислорода непосредственно связаны между собой. Таким образом, в структуре пероксидов имеется группировка –O–O–, её называют пероксид-ион .

Пероксид- и надпероксид-ионы получаются при соединении электронов к молекуле O2

O20+e → O2- - надпероксидый

O20+2e → 2O2- -пероксидный

O2-пара O2--пара O22-диа -

уменьшение устойчивости

Соединения, содержащие в своём составе надпероксид-ион (O2-), называются надпероксидами, например, KO2. Наличие у них неспаренного электрона обуславливает их парамагнетизм. В пероксид-ионе (O2-2) неспаренные электроны отсутствуют и поэтому этот ион диамагнитен. В пероксидах атомы кислорода связаны между собой одной двух электронной связью. Образование пероксидов характерно для активных металлов (щелочных, щелочно-земельных). Наиболее практическое значение имеет пероксид водорода (H2O2).

Молекула H2O2-полярна(μ=0,70∙10-29Кл∙м.) Наличие водородных связей обуславливает высокую вязкость пероксида водорода. Из-за ассоциации молекул H2O2 в обычных условиях представляет собой жидкость (tпл.=-0,410C, tкип.=1500C). Пероксид водорода легко разлагается на атомарный водород и кислород, H2O2=t H2+O2

растворим в воде, водный раствор H2O2–слабая кислота. Константа диссоциации Kg(H2O2)=2,24∙10-12

Получить пероксид водорода можно по общему способу получения слабых кислот (вытеснение слабой кислоты из её соли более сильной кислотой)

BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4↓

В промышленности пероксид водорода получают электрохимическим окислением серной кислоты при низкой температуре на платиновом аноде .

H 2 O 2 в ОВР

Кислороду в пероксиде водорода приписывают степень окисления, равную –1 (эта степень окисления является промежуточной для кислорода). Поэтому может быть как окислителем, так и восстановителем. При восстановлении H2O2 образуется вода или OH-, например

2KJ+H2O2+H2SO4=J2+K2SO4+2H2O

PbS+H2O2=PbSO4+H2O

2K3+3H2O2=2K2CrO4+2KOH+8H2O

В этих случаях идёт процесс: H2O2-окислитель

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода проявляет свойства восстановителя

5H2O2+2KMnO4+3H2SO4→5O20+2MnSO4+K2SO4+8H2O

Данная реакция используется в химическом анализе для количественного определения содержания пероксида водорода в растворе.

Применение:

3% раствор в медицине в качестве антисептика ,

6%-12% раствор – для обесцвечивания волос,

более 30% конц. в химической промышленности.

Сера

Общая характеристика серы. В отличие от кислорода, у серы имеются в наружном квантовом слое вакантные 3d-орбитали.

Сера может иметь следующие степени окисления:

2 (H2S, H2S2O3 и сульфиды, тиосульфат натрия Na2S2O3·5H2O, где один атом серы имеет степень окисления –2, а другой +6.;

2 (S2Cl2, 3SO→SO2+S2O)

4 (SO2, H2S+4O3, её соли);

6 (SO3, H2SO4, её соли, H2S2O7 пиросерная кислота)

H2SO5-пероксомоносерная кислота

H2S2O8-пероксодисерная кислота

Сера – типичный неметалл (оэо=2,5), она химически активна и непосредственно соединяется почти со всеми элементами, за исключением азота, йода, золота, платины, и благородных газов. В природе встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде различных соединений.

Самородная сера встречается редко, наиболее распространены минералы сульфидных (FeS2, CuS, ZnS, Sb2S3, AgS) и сульфатных соединений (CaSO4·2H2O, BaSO4, MgSO4·7H2O, Na2SO4·10H2O), SO2, H2S – содержат вулканические газы. Кроме, того сера входит в состав растительных и животных белков и соединений, входящих в нефть. Во всех твердых и жидких состояниях сера диамагнитна.

Простые вещества

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях. При комнатной температуре устойчива, желтая ромбическая сера (α-S), состоящая из очень мелких кристаллов. Большие кристаллы этой формы можно получить при медленной кристаллизации серы из раствора серы в сероуглероде. Они получаются правильно ограненные и прозрачные.

Вторая аллотропная модификация - это моноклинная сера (β-S)-кристаллы игольчатой формы.

Аллотропные модификации α- и β- серы состоят из молекул S8, которые имеют циклическое «зубчатое» строение.

У ромбической серы кольца находятся на расстоянии 3,3 Ǻ друг от друга. Они связаны между собой силами Ван-дер-Ваальса. Эта модификация не проводит тепло и электричество.

Различие в физических свойствах ромбической и моноклинной серы обусловлено не разным составом молекул (обе состоят из S8), а неодинаковой структурой кристаллов.

Существуют и другие аллотропные модификации серы, которые образуются при изменении температуры. Изменение давления тоже дает различные аллотропные формы.

С повышением температуры сера меняет свою окраску, так как идет уменьшение длины цепей:

600ºC 900ºC 1500ºC

оранжевый красный желтый

Самой устойчивой модификацией является ромбическая, в нее самопроизвольно переходят все остальные модификации.

Сера хорошо растворима в органических растворителях, особенно в сероуглероде и бензоле (34%, t = 25ºC).

Химические свойства серы

Сера – элемент весьма активный. При взаимодействии с более сильными окислителями (O2, CI2 и т. д.) она может отдавать свои электроны, то есть быть восстановителем:

S + Cl2 ↔ SCl2 (S2Br2, S2Cl2)

S0 - 4ē → S+4

2O0 + 4ē → 2O-2

P4 + xS ↔P4Sx x ~ 3, x~ 7

При оплавлении или нагревании сера взаимодействует почти со всеми металлами с образованием нестехиометрических соединений (проявляет свойства окислителя).

Hg0 + S0 = Hg+2S-2

С большинством металлов сера реагирует при нагревании, а со ртутью – при комнатной температуре. Поэтому серой засыпают разлитую ртуть с целью обеззараживания помещения от ртутных паров.

Сера также склонна к реакциям диспропорционирования . Например, при кипячении порошкообразной серы в растворе щелочи идет реакция

S0 + 2S0 +6NaOH = Na2+4SO3 + 2Na2S-2 + 3H2O

Сера взаимодействует с кислотами

S + 2H2SO4(конц) = 3SO2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2 +2H2O

Получение серы

В промышленности серу получают отделением ее от пустой породы с помощью горячей воды при повышенном давлении. Химическими методами серу получают так:

1. Из отходящих газов металлургических и коксовых печей

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

2. Из природных сульфатов прокаливанием их с углем (процесс идет в несколько стадий)

CaSO4 + 4C = 4CO + CaS

CaS + HOH + CO2 = CaCO3 + H2S

сероводород сжигают:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Применение серы

Серу используют для производства сернистых органических красителей (CS2), сероуглерода, в производстве искусственного волокна, взрывчатых веществ, в процессах получения серной кислоты.

Сульфиты и гидросульфиты используются как восстановители. Гидросульфит кальция Ca(HSO3)2 применяется при производстве целлюлозы.

Соединения серы со степенью окисления +6

Состояние окисления +6 сера проявляет в соединениях с кислородом, галогенами. Наиболее типичным соединением является триоксид серы SO3. В молекуле SO3 сера находится в состоянии sp2-гибридизации. Молекула представляет собой плоский треугольник. ∟O-S-O = 120º; молекула неполярна (μ = 0).

В молекуле SO3 на 3σ-связи приходится 3π- связи. Молекула прочная, но менее, чем SO2. Молекула SO3 легко полимеризуется. В обычных условиях SO3 – жидкость (т. кип. 44,8˚C), затвердевающая в прозрачную массу (т. пл. 16,8 ºC). SO3 – типичный кислотный оксид, энергично реагирует с основными оксидами. С водой SO3 энергично реагирует с образованием серной кислоты и выделением большого количества тепла.

SO3 + H2O = H2SO4, ΔH = -87,8 кДж

Применяется SO3 в качестве сульфирующего агента в органическом синтезе, в качестве дегидратирующего агента при получении HNO3, для приготовления олеума и т. д.

Серная кислота

H2SO4 – сильная двухосновная кислота. Она представляет собой производное тетраоксосульфат (VI) – иона 2-. В 2- - ионе сера находится в состоянии sp3-гибридизации (4 σ-связи + 2π-связи). Ион 2- имеет форму правильного тетраэдра. Длина связи S-O равна 1,49 Å. Эта связь прочная.

В воде H2SO4 хорошо растворима, при этом выделяется большое количество тепла вследствие образования гидратов состава H2SO4·H2O, H2SO4·2H2O, H2SO4·4H2O. В связи с этим при приготовлении растворов H2SO4 следует кислоту осторожно, тоненькой струйкой вливать в воду, а не наоборот. Концентрированная H2SO4 энергично притягивает влагу и поэтому применяется для осушки газов. Этим же объясняется и обугливание многих органических соединений (углеводов).

C12H22O11 + H2SO4 = 12C + H2SO4∙11H2O

Концентрированная серная кислота может в больших количествах поглощать SO3, образуя при этом пиросерную кислоту H2S2O7. Такие растворы называются олеум. В олеуме существует равновесие H2SO4 + SO3 H2S2O7.

Серная кислота образует два типа солей: средние (сульфаты) Me2+1SO4 и кислые (гидросульфаты) Me+1HSO4. Большинство сульфатов хорошо растворимо в воде. К труднорастворимым относятся сульфаты Ba(II), Ca(II), Sr(II), Pb(II).

Образование труднорастворимого белого осадка BaSO4 является аналитической реакцией на сульфат – ион.

SO42- + Ba2+ = BaSO4 (белый кристаллический осадок)

BaSO4 нерастворим в соляной кислоте.

Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называют купоросами. К последним относятся CuSO4·5H2O (медный купорос – голубой цвет), FeSO4·7H2O (железный купорос – зеленый цвет).

Среди солей серной кислоты интересны кристаллогидраты ее двойных солей – квасцы общей формулы Me2+1SO4·Me2(SO4)3·24H2O, где Me+1(Na, K,NH4 и др.), Me+3(Al, Cr, Fe, Co и др.).

Наиболее широко известны: алюмо-калиевые квасцы KAl(SO4)2·12H2O, хромо-калиевые KCr(SO4)2·12H2O, железо-аммониевые (NH4)2·Fe2(SO4)3·24H2O. Применяются квасцы как дубящее средство в кожевенной промышленности, в качестве протравы при крашении тканей, в медицине и т. д.

Функция S (VI ) в окислительно-восстановительных реакциях

Состояние окисления +6 является для серы высшим, и поэтому S+6 функционирует в окислительно-восстановительных реакциях только в качестве окислителя.

Окислительные свойства серы (+6) проявляются только в концентрированной серной кислоте. В разбавленной серной кислоте окислителем является протон Н+. Концентрированная серная кислота является довольно сильным окислителем. Неметаллы (C, S, P) она окисляет до высших оксидов.

S+2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 +2H2O

HBr и HI серная кислота восстанавливает до свободных галогенов

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

2HBr +H2SO4 = Br2 + SO2 +2H2O

Концентрированная серная кислота окисляет многие металлы (кроме золота и платины). Железо концентрированная серная кислота пассивирует и поэтому ее можно транспортировать в стальных баллонах. Продуктами восстановления концентрированной серной кислоты могут быть различные соединения серы. Последовательный ряд восстановления серной кислоты

H2S+6O4→S+2O2→S0→H2S-2

Характер продуктов восстановления будет зависеть от активности металла: чем активнее металл, тем глубже восстановление серы (VI).

5H2SO4конц + 4Mg = 4MgSO4 + H2S+ 4H2O

2H2SO4конц + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4конц = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

При действии разбавленной серной кислоты на металлы продуктом восстановления является Н2 и растворяются в разбавленной серной кислоте только металлы, стоящие в электрохимическом ряду до водорода.

H2SO4разб + Zn = ZnSO4 + H2

3Zn + 4H2SO4разб = S↓ + 3ZnSO4 + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 очень разб = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O

Получение серной кислоты

Сущность промышленного способа получения серной кислоты заключается в окислении диоксида серы SO2 до триоксида серы SO3 и превращением последнего в серную кислоту. Схему получения можно представить в следующем виде:

FeS2 SO2 SO3 H2SO4

Этот процесс осуществляется двумя способами: контактным и нитрозным. В контактном методе получения серной кислоты в качестве катализатора для окисления SO2 используют ванадиевый ангидрид V2O5 с добавлением K2SO4 или PbSO4. В нитрозном способе получения серной кислоты катализатором, ускоряющим окисление SO2 в SO3, служит оксид азота NO.

Применение серной кислоты

Серная кислота является одним из важнейших продуктов основной химической промышленности. Большинство химических соединений получается при прямом или косвенном участии серной кислоты. Широко используется серная кислота в производстве минеральных удобрений.

Она употребляется для получения многих минеральных кислот и солей, используется в органическом синтезе, при производствах взрывчатых веществ, красителей, в текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности.

Пероксосерные кислоты – это кислородные кислоты серы, характеризующиеся наличием пероксо-группы – О-О. Хорошо известны две пероксокислоты серы: пероксомоносерная H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8.

Пероксомоносерная кислота (кислота Каро) H2SO5 является пероксидной формой серной кислоты

H – O – O – S – O – H

H2SO5 относится к числу сильных одноосновных кислот. Подобно пероксиду водорода она неустойчива и является очень сильным окислителем.

2KI + H2SO5 = K2SO4 + I2 + H2O

Получают H2SO5 в качестве окислителя в органическом синтезе. Пероксодисерная кислота H2S2O8 имеет строение

H – O – S – O – O – S – O – H

Она также относится к производным пероксида водорода, является очень сильным окислителем (может окислять Cr+3 → Cr+6, Mn+2 → Mn+7, 2I - → I0)

2KI + H2S2O8 = 2KHSO4 + I2

H2SO5 и H2S2O8 гидролизуются с образованием пероксида водорода и поэтому их используют при промышленном получении растворов Н2О2

H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2

Тиокислоты серы

Тиокислоты представляют собой производные кислородных кислот, в которых часть или все атомы кислорода замещены серой. Соли тиокислот называются тиосолями. Примером тиокислот является тиосерная кислота H2S2O3 представляющая собой производное серной кислоты, в которой один атом кислорода замещен атомом серы. Структурная формула ее имеет вид

Na2SO3S-2 + 4Cl2 + 5H2O = 2H2SO4 + 6HCl + 2NaCl

Na2S2O3 + Cl2 + H2O = S↓ + Na2SO4 + 2HCl.

При взаимодействии тиосульфата со слабыми окислителями (I2, Fe3+ и другие) образуется тетратионат–ион S4O62-. Реакция между тиосульфатом натрия и солями железа (III) используется для обнаружения тиосульфат-ионов. Реакция протекает следующим образом

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

2FeCl3 + 2Na2S2O3 = 2FCl2 + Na2S4O6 + 2NaCl

При протекании этой реакции образуется промежуточное соединение, окрашено в темно-фиолетовый цвет - Cl. Это неустойчивый комплекс Fe3+, который быстро разлагается по реакции внутримолекулярного окисления-восстановления по схеме

2+ = 2Fe2+ + S4O62-

При этом окраска исчезает.

Кроме того, для H2S2O3 характерны реакции, протекающие по механизму внутримолекулярного окисления-восстановления

H2S2O3 = H2+4SO4 + S0

Этим объясняется неустойчивость тиосерной кислоты. Тиосульфат натрия применяется в фотографии (закрепитель), в текстильной промышленности, медицине.

Халькогены(образующие руды) – это p-элементы, структура внешней оболочки, кот. ns 2 np 4 где n – № периода. На внешней оболочке эти элементы имеют по 6 электронов, два из кот. неспарены. Поэт. проявляют валентность 2, но атомы халькогенов, кроме кислорода могут переходить в возб. состояние, увеличивая число неспаренных электронов до 4,6. S 3 ↓ ↓ + квант света = S 3

Аналогично для селена и теллура. Т. о. есть валентности 4,6. Атомы кислорода не могут переходить в возбужденное состояние из-за отсутствия свободных орбиталей на внешней электронной оболочке. Поэтому кислород не может проявлять валентность равную № группы. В большинстве соединений кислород проявляет валентность 2, но учитывая 2 механизма ковалентной связи, для него максимальная ковалентность 4. В некоторых соединениях бывает валентность 3, степени окисления +2, -2. О +2 ≡ О -2 .

В эту подгруппу кроме кислорода входит радиоактивный полоний. До завершения внешней электронной оболочки атомам всех халькогенов не хватает по 2 электрона, принимая их, они приобретают найменшую степень окисления -2, характерную для всех элементов 6А группы. О 0 + 2е =О -2 оксид-ион, S 0 + 2е = S -2 сульфид-ион.

Кроме этого атомы могут отдавать 2е,4е,6е(кроме кислорода), приобретая положительные степени окисления. S 0 - 2е = S +2 , S 0 - 4е = S +4 , S 0 - 6е = S +6 .Нечетные степени окисления не устойчивы. У серы есть промежуточные степени окисления -1,-0,5. [О 2 ] -2 степень окисления -1, [О 2 ] -1 степень окисления -0,5 условно. Для О 2 степени окисления: -2,-1 в пероксидах; 0; +1;+2 во фторидах; +4 в О 3 - О +4 О -2 О -2 .

Для остальных: -2,-1 в персульфидах; 0; +2 ; +4,+6.

В подгруппе сверху вниз неметалл.(окислительные) способность уменьшается, мет.(восст.) – увеличивается, энер. иониз., сродство к е, ЭО –уменьшаются, увеличивается радиус атома.

О 2 – газ без цвета и запаха, 21% по объёму в воздухе, молекула 2 атомна, связь ковалентная неполярная, есть неспареные электроны, по методу МО парамагнитна.

Сера, селен, теллур – твердые в-ва с различными аллотропными модификациями.

Соединения с водородом. H 2 O – жидкость – аномалия, причина водородные связи, аномально высокая t пл. и t кип. из-за водородных связей. Остальные H 2 S, H 2 Sе, H 2 Те- газы, растворимы в воде, р-ры- это слабые кислоты- слабые электролиты. В ряду H 2 S, H 2 Sе, H 2 Те t пл. и t кип. Увеличивается т. к. усложняется структура электронных оболочек анионов.

Соединения с кислородом. Элемент О 2 – образует оксиды, для оксидов остальных элементов характерны кислотные св-ва.

SО 2 - H 2 SО 3 сернистая к-та SеО 2 - H 2 SеО 3 селенистая к-та

ТеО 2 - H 2 ТеО 3 теллуристая к-та. Сверху вниз сила кислот уменьшается.

SО 3 - H 2 SО 4 серная к-та SеО 3 - H 2 SеО 4 селеновая к-та

ТеО 3 - H 2 ТеО 4 теллуровая к-та. Сверху вниз сила кислот уменьшается.

В ряду H 2 SО 3 - H 2 SО 4. Сила кислот увеличивается.

Серная кислота – одна из самых важных минеральных кислот. Ее химические особенности. Получение и практическое применение. H 2 SO 4 - тяжелая бесцветная жидкость, обладает сильными гидроскопическими свойствами. Очень интенсивно поглощает влагу, поэтому применяется как дегидротирующее средство, применяется для осушения газов. Смешивается с водой в любом соотношении. Техника безопасности с H 2 SO 4 (к) : нельзя вливать воду в кислоту, H 2 SO 4 обугливает орг. Вещества, вызывает ожоги. Если концентрация кислоты 70% и выше то к-та конц. Если меньше – разбавленная. В молекуле H 2 SO 4 находится два окислителя Н + и S +6 . Ок-восст. потенциал S +6 больше чем Н + . Ок-восст. свойства H 2 SO 4 должна проявлять за счет S +6 , но в разб. виде H 2 SO 4 – сильный электролит и находится в растворе в виде ионов - H 3 O + и SO 4 2- . H 2 SO 4 (р) проявляет за счет H 3 O + . В конц. виде H 2 SO 4 - слабый электролит, в р-ре будет в молекулярном виде, поэтому проявляет ок.-восст. свойства за счет S +6 H 2 SO 4 (р) проявляет всеобщие свойства кислот: 1) с осн. и амфотерными оксидами CaO+H 2 SO 4 =CaSO 4 + H 2 O ZnO+ H 2 SO 4 =ZnSO 4 + H 2 O 2) со щелочами, нерастворимыми основаниями 2KOH+ H 2 SO 4 =K 2 SO 4 + H 2 O Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 =CuSO 4 + 2H 2 O 3) с солями, если образуется осадок или газ K 2 CO 3 + H 2 SO 4 =K 2 SO 4 + CO 2 +H 2 O 4) с аммиаком или его водным раствором 2NH 3 + H 2 SO 4 =(NH 4) 2 SO 4 NH 3 *H 2 O+ H 2 SO 4 =NH 4 SO 4 +H 2 O H 2 SO 4 (к) – это кислота окислитель (S +6), продукты восстановления, зависят от двух факторов: 1) от активности восстановителя 2) от концентрации кислоты. Свойства: 1) окисляет щел. и щел.-зем. металлы. 8Na+5 H 2 SO 4 (к)=4Na 2 SO 4 +H 2 S+4 H 2 O 2) окисляет остальные металлы с Е 0 =(-)(до H 2), продукт восст.-я зависит от конц-ии кис-лоты Zn+ 2H 2 SO 4 (к)=ZnSO 4 + SO 2 +2 H 2 O 3Zn+4H 2 SO 4 (к)(80%)= 3ZnSO 4 +S+4H 2 O 4Zn+ 5H 2 SO 4 (к)(70%)=4ZnSO 4 + H 2 S+4H 2 O 3) Al , Cr, Fe пассивируют H 2 SO 4 (к)(покрываются оксидной пленкой которая мешает дальнейшему окислению) 4) Окисляет металлы с Е 0 =(+)(после H 2) Cu+2 H 2 SO 4 (к)= CuSO 4 + SO 2 +2 H 2 O 5) Pt, Au не взаимодействуют. 6) Окисляет неметаллы (С,F,S) C+ 2H 2 SO 4 (к)= CO 2 + 2SO 2 +2 H 2 O 7) Окисляет сложные вещества

Получение. В промышленности:1) контактный 2)нейтрозный способы. Контактный, 3 стадии:

1) Обжиг пирита 4FeS 2 + 11 O 2 = t 2Fe 2 O 3 +8SO 2

2) Окисление SO 2 в SO 3 2 SО 2 + O 2 =2SO 3

3) Растворение SO 3 в H 2 SO 4 (к) nSO 3 +H 2 SO 4 (к)= (H 2 SO 4 * nSO 3)- олеум. Олеум растворяют водой и получают H 2 SO 4 SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4 Серная кислота применяется в различных органических синтезах, в народном хозяйстве, главный продукт химической промышленности.

К V и А группы периодической системы относятся: кислород 8О, Сера 16S, Селен 34Se, теллур 52Те и радиоактивный Полоний 84Ро. Общее название этих элементов “халькогенам” (в переводе с греческого – те, что рожают медные руды) обусловлена тем, что в природе элементы этой подгруппы (кроме кислорода) встречаются чаще всего в виде соединений меди: сульфидов, селенидов и тому подобное.
С уменьшением энергии ионизации в ряду О – S – Se – Те – Ро свойства халькогенов меняются от неметаллических до металлических: кислород и серу – типичные неметаллы, Селен и теллур – металлоиды, Полоний – металл.
В основном состоянии атомы халькогенов имеют электронную конфигурацию внешнего слоя ns2nр4, с четным числом валентных электронов, из которых два неспаренных. И это уже в простых соединениях приводит к альтернативной возможности образования или кратной связи между двумя атомами в молекуле Е2, или одинарной связи в цепных структурах. Вследствие высокой электронной плотности, сильного мижелектронного отталкивания сродство к электрону кислорода и прочность одинарной связи Е-Е оказываются меньше, чем для серы, селена и Теллура. Кислород способен образовывать прочные рπ-рπ связи с другими атомами, например, с кислорода (О2, О3), углерода, азота, фосфора. Для серы и его аналогов энергетически выгодными являются одинарные связи. Для них характерно явление катенации (способность атомов элементов соединяться в кольца или цепи).
Кислород, как и другие элементы второго периода, отличается по свойствам от элементов своей подгруппы. Свойства серы более подобны свойствам Селена и Теллура, чем кислорода и Полония.
Кислород, который не имеет вакантной d-орбитали, в большинстве соединений двухвалентный, тогда как другие халькогенам способны образовывать до шести валентных связей. При переходе от кислорода к Полония размер атомов и их возможные координационные числа увеличиваются, а значение энергии ионизации и электроотрицательность – уменьшаются. Электроотрицательность кислорода уступает только фтора. Соединения, в которых кислород проявляет степень окисления +2 – сильные окислители и очень неустойчивы. Все остальные халькогенам проявляют высокую степень окисления (6). Устойчивость Е + 6 снижается от серы до Полония, для которого стабильными являются соединения со степенью окисления +4, +2 (что объясняется увеличением прочности связи 6s2-электронов с ядром).
3.2 Нахождение в природе
Кислород – самый распространенный элемент земной коры (его содержание составляет 49% от ее общей массы). Кислород входит в состав воды, кремнезема, известняков, мрамора, базальта, бокситов, гематита и многих других минералов и горных пород. В земной атмосфере содержится около 21% (по объему) кислорода в виде простого вещества – кислорода О2. Кислород атмосферы имеет биологическое происхождение и образуется в зеленых растениях в ходе фотосинтеза.
Другие халькогенам распространенные значительно меньше. Их содержание (мас.%) Уменьшается с увеличением порядкового номера: S – 0,0048; Se – 8 · 10-5; То – 1 · 10-6; Ро – 2 · 10-14. Серы, Селен и теллур сконцентрированы в рудных месторождениях, где они преимущественно соединены с металлами. Значительная часть серы находится в самородном состоянии (вулканическая сера), или в виде сульфидов и сульфатов. Важнейшими минералами серы являются: FeS2 (пирит или железный колчедан) ZnS (цинковая обманка) HgS (киноварь) PbS (свинцовый блеск); CuFeS2 (халькопирит), СаSO4 · 2 H2O (гипс), Nа2SO4 · 10H2O (мирабилит) и др. Многие серы содержится в нефти и нефтяных газах, создает техногенные (коррозия трубопроводов) и экологические проблемы. Серы входит в состав белков. Селен и теллур малораспространенные в природе элементы, встречаются в виде примесей к аналогичным природных соединений серы. Полоний, как продукт распада урана, содержится в урановой руде (период полураспада для 210Ро составляет 138,4 суток).
3.3 Физические свойства и аллотропия
Элемент кислород существует в свободном виде двух аллотропных модификаций – кислорода O2 и менее устойчивого озона O3. Кислород – бесцветный газ, без запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха. Температуры плавления и кипения составляют соответственно -183 ° С и -219 ° С. Растворимость в воде при 0 ° С – 4,89 объемов на 100 объемов воды. Озон образуется в верхних слоях атмосферы под действием ультрафиолетового излучения и при грозовых разрядах. Озон – газ без цвета, Тпл. = -193 ° С, Ткип. = -112 ° С, растворим в воде (при 0 ° С – 1,82 объемов на 100 объемов воды. В отличие от кислорода озон имеет характерный резкий запах.
Для серы известны несколько аллотропных модификаций. Наиболее стабильные ромбическая (α-сера) и моноклинного (β-сера), которые состоят из циклических молекул S8, расположенных в узлах ромбической и моноклинного кристаллических решеток. Устойчива при комнатной температуре ромбическая сера – твердое легкоплавка кристаллическое вещество, светло-желтого цвета, практически нерастворимая в воде, растворяется в органических растворителях. При нагревании примерно до 96оС она превращается в моноклинного (длинные светло-желтые кристаллы). Если расплавленную серу влить в холодную воду, образуется темно-коричневая пластическая сера (молекулы с открытыми цепями, замкнутые молекулы S4, S6).
Полиморфизм селена и теллура связан со способом упаковки молекулярных цепей и циклов в кристаллах. Красные моноклинного модификации селена (α, β, γ), образующихся при кристаллизации растворов селена в сероуглероде, состоят из циклических молекул Sе8. Аморфный красный селен осаждается из его водных растворов под действием восстановителей. Наиболее термодинамически устойчивая серая гексагональная модификация селена, имеет металлический блеск (Тпл. = 200 ° С). Она образуется при нагревании всех других модификаций и состоит из неразветвленных спиральных полимерных цепей Sеn.
Для теллура известна только одна гексагональная модификация (Тпл. = 452 ° С), аналогичная селена. Между цепями действуют слабые межмолекулярные связи, поэтому селен и теллур плавятся при относительно низких температур. Благодаря подобной строении, селен и теллур образуют непрерывный ряд твердых растворов со случайным чередованием атомов Sе и то у спиральных цепях.
Металлический полоний существует в виде двух кристаллических модификаций: низкотемпературной кубической и высокотемпературной гексагональной. Для обеих модификаций наблюдается типичное для металлов увеличение электрического сопротивления при нагревании.
В ряду О – S – Se – Те – Ро с увеличением радиуса атомов растет межмолекулярное взаимодействие, что приводит к увеличению температуры плавления и кипения. Кислород и сера – типичные диэлектрики, селен и теллур – полупроводники, а полоний – проводник.
3.4 Методы извлечения простых веществ
В промышленности кислород добывают электролизом воды, а также многоступенчатой дистилляции сжиженного воздуха (поскольку температура кипения кислорода (-183оС) выше, чем температура кипения азота (-195,8 ° С).
Кислород очень высокой степени чистоты получают за реакциями: 2BaO + O2 2BaO2; 2BaO22BaO + О2
В лабораторных условиях кислород получают: 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 2KClO3 2KCl + 3O2 2NaNO3 2NaNO2 + O2 2 Н2О2 2 H2O + О2 2 НgО 2 Нg + О2 .
Серу в промышленности легче добывать из подземных месторождений шахтным способом или выплавки ее из породы под действием горячего водяного пара.
Из природных газов, содержащих сероводород, серу добывают путем окисления его до сернистого газа SO2 и последующего взаимодействия SO2 с Н2S в присутствии катализаторов железа и алюминия оксидов:
SO2 + Н2S → 3S + H2O.
Важнее источником добывания серы также пирит:
FeS2 → FеS + S.
Основным источником селена и теллура есть остатки (шламы) после электролитической очистки меди, отходы сернокислого и целлюлозно-бумажного производства, руды, в которых эти элементы находятся в виде халькогенидов.
В промышленности шлам, содержащий селен и теллур, подвергают окислительному обжигу с содой при 650 ° С:
Аg2Sе + Nа2СО3 + О2 → 2Аg + Nа2SеО3 + СО2;
Сu2Те + Nа2СО3 + 2О2 → 2СuО + Nа2ТеО3 + СО2.
Разделение селена и теллура достигается обработкой раствором серной кислоты, при этом теллур осаждается в виде гидратированного оксида (который растворяют в лугах и электролитически восстанавливают до теллура), а селенистая кислота Н2SеО3 остается в растворе, из которого под действием SO2 осаждают красный селен.
Металлический полоний получают термическим разложением полония сульфида или полония диоксида в вакууме с последующей возгонки металла, а также восстановлением РоО2 водородом (или восстановлением РоВr2 сухим аммиаком при 2000С).
3.5 Химические свойства кислорода и его соединений
Большинство металлов и неметаллов соединяются с кислородом с образованием оксидов:
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3;
4P + 5O2 → P4O10;
S + O2 → SO2.
Кислород непосредственно не реагирует только с инертными газами, галогенами (кроме фтора), серебром, золотом и платиновыми металлами (за исключением осмия). Реакционная способность кислорода сильно зависит от температуры, наличия воды. В некоторых случаях скорость взаимодействия настолько велика, что происходит взрыв (например, Н2, СН4, СО). Взрывоопасными являются смеси воздуха с угольной пылью, мукой и другими мелкодисперсными веществами.
Озон – сильный окислитель, благодаря атомарном кислорода, образующегося при его разложении: О3 → О2 + О ∙.
В атмосфере озона самовозгораются много органических веществ, он легко окисляет медь, серебро, меркурий; под действием озона сульфиды превращаются в сульфаты. В лаборатории его получают пропусканием тихих электрических разрядов через кислород. Характерная реакция на озон – посинение йодокрохмального бумажки:
O3 + 2KI + → I2 + O2 + 2KOH.
В соединениях кислород проявляет степени окисления +2, +1, -1, -2.
Характерная степень окисления: 2. Важными соединениями оксиґену со степенью окисления -2 являются оксиды. Известны оксиды всех элементов кроме трех инертных газов – не, Nе, Аr.
В периодах происходит постепенный переход от основных оксидов к кислотным. Так для элементов третьего периода: Na2O, MgO Al2O3 SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 Основные оксиды Амфотерный оксид Кислотные оксиды Основные оксиды с водой образуют основы: MgO + H2O → Mg (OH) 2; кислотные – кислоты: SO3 + H2O → H2SO4. Основные и кислотные оксиды реагируют между собой с образованием солей: MgO + SO3 → MgSO4.
При взаимодействии щелочных металлов с кислородом образуются пероксиды, в которых кислород имеет степень окисления 1: 2Na + O2 → Na2O2. Среди пероксидов наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода Н2О2. С водой Н2О2 смешивается в любых соотношениях. На практике применяют 3% и 30% раствор Н2О2 (30% перекись водорода называется пергидролем). 80% перекись водорода получают электролизом раствора Н2SO4 с концентрацией не менее 50% или действием разбавленной серной кислоты на пероксид бария при 00С. Н2О2 в водных растворах существует в виде дигидрата, это слабая кислота, соединение неустойчиво, разлагается при нагревании и на свету с выделением кислорода: 2 Н2О2 → 2 Н2О + О2. Пероксид водорода характеризуется окислительно-восстановительными свойствами, но окислительные свойства преобладают.
Например, KNO2 + H2O2-1 → KNO3 + H2O-2 окислитель Ag2O + H2O2-1 → 2Ag + O20 + H2O восстановитель Свойство пероксидов взаимодействовать с углекислым газом используется в противогазах и подводных лодках:
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
Кроме того, при взаимодействии с щелочными металлами, а именно: калием, рубидием, цезием, образуются надпероксида (например К2O4), где кислород имеет степень окисления -1/2. При взаимодействии щелочных металлов с озоном образуются озониды (например КО3), где кислород имеет степень окисления -1/3. .
Положительные степени окисления +1 и +2 кислород проявляет только при взаимодействии с фтором и фторидами (F2O2, OF2).
3.6 Химические свойства серы, селена, теллура и полония
В ряду от S до Ро усиливаются металлические свойства, увеличивается восстановительная активность.
Взаимодействие с простыми веществами:
При комнатной температуре сера реагирует только с ртутью, но ее химическая активность значительно увеличивается при нагревании (облегчается разрыв S-S связей). В этих условиях она непосредственно реагирует со многими простыми веществами. Сера достаточно сильный окислитель, но может проявлять и восстановительные свойства (по отношению к элементам с большим электроотрицательностью – кислород, галогены).
Разлитую ртуть можно собрать мелко растертой серой: Hg + S → HgS.
При нагревании селен, теллур и полоний легко сочетаются с кислородом, водородом, галоґенамы, а также с металлами, аналогично сере: Se + H2 → H2Se Se + Na → Na2Se
Te + O2 → TeO2 Te 2 Cl2 → TeCl4
В атмосфере фтора S, Sе, То сгорают с образованием гексафторида ЕF6. В результате взаимодействия серы с хлором, значительно ускоряется при нагревании, образуются S2Сl2, SСl2. Для брома известен только S2Вr2, серы йодиды неустойчивы. Селен и теллур в этих условиях образуют ЕСl4.
Взаимодействие с водой:
Сера и селен с водой не взаимодействуют, теллур реагирует с водой при температуре 100-1600С: Te + 2H2O → TeO2 + 2H2
Взаимодействие со щелочами:
Сера, селен, теллур взаимодействуют при кипячении со щелочами (реакция диспропорционирования):
3Е + 6 KOH → 2К2Е + К2ЕО3 + 3H2O.
В расплавах щелочей они окисляются до высших степеней окисления:
2Sе + 4 KOH + 3 О2 → 2 К2SеО4 + 2H2O.
Взаимодействие с кислотами:
Сера и селен не реагируют с водными растворами кислот, хотя растворяются в концентрированных серной и азотной кислотах:
3 S + 4 HNО3 (конц.) → 3 SО2 + 4 NО + 2H2O;
Sе + 4 HNО3 (конц.) → 2 Н2SеО3 + 4NО2 + 2H2O.
Теллур также инертен к кислотам-неокисникив. Разбавленная азотная кислота окисляет его до телуристои кислоты Н2ТеО3, концентрированная – до оксогидроксонитрату, а хлорноватистая – до ортотелуровои кислоты Н6ТеО6.
Полоний легко растворяется в кислотах с образованием двухвалентных солей (имеют розовый цвет), которые быстро окисляются до четырехвалентного соединений полония (имеют желтую окраску).
Характерные степени окисления в соединениях: 2, +2, +4, +6.
Степень окисления -2 характерен для водородных соединений халькоґенив, а также их бескислородных солей.
Известны гидриды всех халькогенов, за исключением полоний гидрида, полученный только в остаточных количествах и практически не охарактеризован.
В ряду H2S-H2Sе-H2Те вследствие увеличения размера атомов халькогенов, длина связи Н-Е растет, энергия связи, энергия образования и термодинамическая стабильность молекул H2Е уменьшается, увеличивается межмолекулярное взаимодействие, и соответственно увеличиваются температуры плавления и кипения.
Все гидриды H2Е – ядовитые газы с неприятным запахом.
На практике H2S получают действием разбавленных кислот на сульфиды металлов. К примеру:
FeS + HCl → FeCl2 + H2S .
H2S – очень сильный восстановитель.
Серебряные и медные вещи в воздухе или в воде, где содержится сероводород, тускнеют из-за образования соответствующих сульфидов: 4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S + 2H2O
Селенид и телурид (H2Se, H2Те) водорода можно получить действием воды или кислот на селениды и телуриды некоторых металлов:
Al2Te3 + 6H2O → 2Al (OH) 3 + 3H2Te.
В водных растворах они быстро окисляются кислородом воздуха:
2H2E + O2 → 2H2O + 2E (где Е – Sе или То).
Халькогеноводни сгорают на воздухе с образованием диоксидов, а при недостатке окислителя возможно образование и простых веществ.
2H2E + O2 → 2H2O + 2 ЭО2.
При растворении в воде H2Е образуют соответствующие слабые двухосновные кислоты. Способность к диссоциации, сила кислот и восстановительные свойства увеличиваются в ряду H2S, H2Sе, Н2Те.
Сероводородная кислота и ее соли ведут себя как восстановители, окисляясь, к свободной серы, сернистого газа, Политионаты, серной кислоты. I2 + H2S → 2HI + S; Н2S + 4 Cl2 + 4 H2O → H2SО4 +8 НСl.
Для серы характерно образование полисульфанив H2Sn (n = 2-8), они являются неустойчивыми и легко окисляются и диспропорционирует на H2S и S.
Среди сульфидов растворимыми есть только соли щелочных, щелочно-земельных металлов и аммония. Сульфиды MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS – плохо растворимые в воде, растворимые в сильных кислотах-неокисниках; CdS, CuS, PbS, Sb2S3, As2S3, SnS, SnS2 (сусальное золото) – нерастворимые совсем. Многие сульфидов имеют окраску. Получают сульфиды при непосредственном взаимодействии простых веществ, воздействия на металлы сероводорода или восстановлением оксикислот. Нерастворимые сульфиды можно получить по реакции обмена: СdSO4 + H2S → CdS ↓ + H2SO4. Сульфиды, особенно растворимые, являются сильными восстановителями.
Кроме того, сера, селен и теллур способны образовывать полисульфиды, полиселениды и полителуриды.
3.7 оксигенвмисних соединения халькогенов
Степень окисления +4
Серы (IV) оксид SO2 – сернистый газ, без цвета, с очень душным запахом. SеО2, ТеО2, РоО2 – твердые вещества. При этом, SO2, SеО2 – кислотные оксиды, ТеО2 – амфотерный оксид, РоО2 – основной оксид.
SO2, ТеО2, SеО2 проявляют окислительно-восстановительные свойства:
2SO2 + О2 → 2 SO3 (SO2 – восстановитель)
2Н2S + SO2 → 2H2O + S (SO2 – окислитель).
Наибольшее промышленное значение имеет SO2, который добывают по реакции: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
SO2 можно получить при сжигании серы S + O2 → SO2.
В лаборатории – при действии концентрированной H2SO4 на медные опилки:

SO2 – типичный кислотный оксид: взаимодействует с основными оксидами и гидроксидами с образованием сульфитов: Na2O + SO2. → Na2SO3.
При растворении SO2 в воде образуется сульфитная (или сернистая) кислота
SO2 + Н2О → Н2SO3.
Это двухосновная кислота средней силы, которая существует только в разбавленных растворах, на воздухе окисляется до Н2SO4. 2Н2SO3 + О2 → 2Н2SO4. Сернистая кислота проявляет окислительно-восстановительные свойства (но более характерными для нее восстановительные свойства): восстановительные свойства: Н2SO3 + Cl2 + H2O → Н2SO4 + 2HCl; окислительные свойства: Н2SO3 + 2 Н2S → 3S + 3Н2O.
Н2SO3 образует средние соли – сульфиты и кислые – гидросульфиты. Сульфиты активных металлов при нагревании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов: 4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4.
Сульфиты способны восстанавливать свободную серу:
Na2SO3 + S → Na2S2O3. натрий тиосульфат
В ряду Н2SO3 → Н2SеO3 → Н2ТеO3 сила кислот уменьшается, также уменьшаются восстановительные свойства. Окислительные свойства больше всех выражены в Н2SеO3.
Степень окисления +6
Среди триоксида наибольшее значение имеет серы (VI) оксид SO3 – серный ангидрид – прозрачная жидкость, которую получают окислением SO2 при температуре 400 – 6000С в присутствии катализатора (V2O5):
2SO2 + O2 → 2SO3.
Также он образуется при термическом разложении сульфатов и пиросульфат:
Nа2S2O7 → SO3 + Nа2SO4.
SO3 – одна из наиболее реакционно способных соединений серы. Проявляет окислительные свойства, например:
SO3 + С → 2SO2 + СО2.
При растворении SO3 в воде образуется сильная сульфатная (серная) кислота.
Безводная серная кислота H2SO4 – один из важнейших продуктов химической промышленности. Это бесцветная маслянистая вещество с плотностью 1,84 г / см3. Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях, этот процесс сопровождается выделением большого количества теплоты, смесь даже может закипеть, разбрызгаться (поэтому необходимо добавлять кислоту в воду, а не наоборот). Концентрированная серная кислота используется как осушитель газов, водоотнимающих средство.
Добывают ее контактным и нитрозным способами. При производстве серной кислоты SO3 растворяют не у воде, а в концентрированном растворе серной кислоты, поскольку газообразный SO3 при растворении в воде реагирует с водяным паром над поверхностью воды, образуя значительную часть H2SO4 в виде тумана. Раствор SO3 в H2SO4 носит техническое название “олеум”. В промышленности добывают олеум, содержащий 20-65% SO3. Для получения концентрированной H2SO4 олеум смешивают с серной кислотой, содержит некоторое количество воды.
При контактном способе производства серной кислоты происходят следующие процессы:
I стадия: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2;
ИИ стадия: 2SO2 + O2 → 2SO3 (катализатор V2O5)
III стадии: SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (олеум)
IV стадия: H2S2O7 + H2O → 2H2SO4.
Нитрозные образом:
SO2 + NO2 → SO3 + NO;
SO3 + H2O → H2SO4 (≈75%)
2NO + O2 → 2NO2 (возвращают в реакцию).
Концентрированная серная кислота – довольно сильный окислитель.
Активные металлы (Mg, Zn) способны восстанавливать концентрированную H2SO4 к H2S, S или SO2.
4Zn + 5H2SO4 → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Cu, Ag, Hg восстанавливают H2SO4 до SO2:
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O.
При действии концентрированной кислоты на Fe, Mn, Те, V, Cr, Al и др происходит пассивация – образуются оксидные пленки металлов с высокой степенью окисления.
Концентрированная H2SO4 способна окиснюваты C, P, S:
2 H2SO4 + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O;
5 H2SO4 + 2P → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Бромоводород и иодоводород под действием концентрированной H2SO4 окисляются до свободных галоґенив:
8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O.
Разбавленная серная кислота не проявляет заметных окислительных свойств.
В отличие от концентрированной H2SO4, разбавленная реагирует только с металлами, находящимися в ряду напряжения до водорода:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 .
Соли серной кислоты – сульфаты, хорошо растворяются в воде. Имеют склонность к образованию гидратов. Плохо растворимыми является BaSO4, SrSO4, PbSO4. Сульфаты характеризуются высокой термической стойкостью, при сильном нагревании разлагаются с выделением оксида металла, SO2 и O2.
Гидроґенсульфаты при нагревании образуют пиросульфат или дисульфат, соли дисульфатнои кислоты:
2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O;
Na2S2O7 → Na2SO4 + SO3.
Селеновый ангидрид SеO3 – белая гигроскопична вещество, сходное по многим свойствам к SO3. SеO3 – очень сильный окислитель. При растворении в воде образует селеновую кислоту H2SеO4. Ее получают окислением селенистая кислоты концентрированным раствором перекиси водорода:
Н2SеO3 + H2O2 → H2SеO4 + H2O.
ТеO3 – белая неустойчивая твердая соединение, в отличие от SO3 и SеO3 практически не гидратируется, но быстро взаимодействует со щелочами с образованием телуратив. Восстановительные свойства ТеO3 выражены значительно меньше, чем в SеO3.
Теллуровых кислоту синтезируют окислением теллура диоксида или теллура, а также обменными реакциями. Ортотелурова кислота Н6ТеO6 – твердое кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимый в воде.
В ряду SO42- → SеO42- → Н5ТеO6- наблюдается немонотонное изменение термодинамической стабильности и окислительной способности: селеновая кислота и ее соли термодинамически менее стабильными. Окислительные свойства больше всех выражены в Н2SеO4: она выделяет хлор с концентрированной НCl, растворяет без нагрева медь и даже золото 2 Аu + 6 Н2SеO3 → Аu2 (SеO4) 3 + Н2SеO3 + 3 Н2О.
Серы образует большое количество оксигенвмисних кислот, где формальная степень окисления серы составляет +2, + 5 и тому подобное. Кроме рассмотренных выше кислот, необходимо отметить тиосульфатну кислоту Н2S2O3, дитионову и политионовые кислоты Н2S2O6 и Н2SnOn, пероксодисирчану Н2S2O8, пероксомоносирчану Н2SO5, галогенсульфонови кислоты НSO3Х. Все эти кислоты удобно рассматривать как результат формального замещения в Н2SO4 конечного атома кислорода или гидроксильной группы на изоэлектронного группы.
Например, тиосульфатна кислота неустойчива соединение, которое разлагается по реакции:
Н2S2O3 → S ↓ + SO2 + H2O
Ее соли – тиосульфаты – сильные восстановители:
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl.
На этой реакции основано использование тиосульфата в промышленности для уменьшения избытка хлора в процессе отбеливания тканей (“антихлор»). Тиосульфат натрия применяется в Йодометрический титровании:
I2 + 2Na2SO3 → 2NaI + Na2S4O6 натрий тетратионат.
Тиосульфат разлагается кислотами:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + S ↓ + SO2 + H2O