Химия элементов VIA группы

VIA группу образуют четыре неметалла: кислород, сера селен, теллур, называемые халькогенами , и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA группы имеют электронную формулу ns2np4. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.

Химия кислорода и его соединений

Кислород - самый распространенный элемент, на его долю приходится 47,2% по массе литосферы и атмосферы вместе взятых. Кислород взаимодействует с большинством химических элементов. Белки, жиры и углеводы являются органическими кислородосодержащими веществами. Как животные, так и растения при дыхании поглощают атмосферный кислород. Теплокровные животные погибают без кислорода в течении нескольких минут. С участием кислорода идет минерализация растительных или животных остатков в почве до NH3, CO2 и H2O. Без аэрации почва не может быть плодородной.

Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха. В лаборатории кислород получают разложением перманганата калия или разложением хлората калия - бертолетовой соли:

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

2KClO3 2KCl + 3O2

Известны две аллотропические модификации кислорода: кислород О2 и озон О3. Озон может быть получен из кислорода под действием электрического разряда или ультрафиолетового излучения:

3О2 2О3

Озон - сильный окислитель. его активность обусловлена распадом его молекул с образованием атомарного кислорода, который более активен, чем молекулярный кислород:

О3 ® О2 + О

Молекулярный кислород (степень окисления равна нулю) является активным окислителем. Кислород в низшей степени окисления -2 ( в оксидах , в воде) окислителем быть не может. В промежуточной степени окисления -1, например, в пероксиде водорода, кислород может иметь как окислительные, так и восстановительные свойства. С сильными окислителями пероксид водорода проявляет восстановительные свойства, окисляясь до кислорода О2.

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 ® 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

С сильными восстановителями пероксид водорода проявляет окислительные свойства. Кислород при этом восстанавливается до степени окисления -2.

2KI + H2SO4 + H2O2 ® I2 + K2SO4 + 2H2O

Пероксид водорода может быть получен действием кислот на пероксиды металлов:

BaO2 + H2SO4 ® BaSO4 + H2O2

Окислительная активность пероксида водорода, обуславливающая его обеззараживающие свойства, связана с образованием в момент выделения атомарного кислорода:

Н2О2 ® Н2О + О

Химия серы и ее соединений

В природе сера встречается в самородном состоянии и в виде минералов, таких как пирит FeS2, мирабилит Na2SO4×10H2O, гипс CaSO4×2H2O, и др. Сера входит в состав белков растений и животных. При разложении (гниении) мяса, рыбы, яиц выделяется сероводород H2S, имеющий неприятный запах. Соединения, содержащие серу, обуславливают горький вкус лука, чеснока, хрена. Элементарная сера не токсична для человека, но имеет фунгицидные свойства. В промышленности серу получают очисткой, перегонкой самородной серы или при разложении пирита:

FeS2 ® FeS + S

Чистая сера - хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько аллотропических модификаций: ромбоэдрическую, призматическую, пластическую. Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S8. В расплаве серы существуют молекулы S8, S6, в парах серы - молекулы S6, S4, S2. Сера является типичным неметаллом. Она реагирует с металлами, проявляя окислительные свойства:

Hg + S ® HgS

Реагируя с более активными неметаллами сера проявляет восстановительные свойства, например, сера горит:

S + O2 ® SO2

В низшей степени окисления -2 сера образует соединения с водородом - сероводород H2S и с металлами - сульфид натрия Na2S и др.

Сероводород - бесцветный газ с неприятным запахом. В водных растворах (с концентрацией менее 0,1М) ведет себя как слабая двухосновная кислота:

H2S H+ + HS- K1 = 6×10-8

HS- H+ + S2- K2 = 1×10-15

Сероводород имеет восстановительные свойства. На воздухе горит, окисляясь до оксида серы (IV):

2H2S + 3O2 ® 2SO2 + 2H2O

При недостатке кислорода H2S окисляется до свободной серы:

2H2S + O2 ® 2S + 2H2O

Многие окислители (перманганат калия, дихромат калия, хлор, азотная кислота и др.) окисляют сероводород до свободной серы:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2S ® 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O

Cульфиды тяжелых металлов малорастворимы в воде и имеют характерные окраски: ZnS - белый, MnS - розовый, CdS - желтый, Sb2S3 - оранжевый, SnS - коричневый, CuS - черный.

В степени окисления +4 сера образует оксид SO2, сернистую кислоту H2SO3, и соответствующие ей соли - сульфиты, например сульфит натрия Na2SO3. Оксид серы (IV) SO2 (сернистый газ) получают в промышленности при горении серы и обжиге пирита:

S + O2 ® SO2

4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

В лаборатории SO2 получают действием соляной кислоты на сульфит натрия:

Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2O + SO2

При растворении SO2 в воде образуется слабая двухосновная сернистая кислота H2SO3:

SO2 + H2O ® H2SO3

H2SO3 H+ + HSO3- K1 = 2×10-2

HSO3- H+ + SO32- K2 = 6×10-8

Соединения серы в этой промежуточной степени окисления могут иметь как окислительные, так и восстановительные свойства:

H2SO3 + 2H2S ® 3S + 3H2O

H2SO3 + Cl2 + H2O ® H2SO4 + 2HCl

При окислении оксида серы (IV) кислородом в присутствии катализатора (Pt, V2O5 или NO) образуется оксид серы (VI) SO3. Растворение SO3 в воде приводит к образованию серной кислоты H2SO4.

2SO2 + О2 ® 2SO3

SO3 + H2O ® H2SO4

Серная кислота - тяжелая, бесцветная, маслянистая жидкость. Концентрированная 98% H2SO4 имеет плотность 1,84 г/см3. 100% H2SO4 называется моногидрат. Раствор серного ангидрида SO3 в моногидрате называется олеум H2SO4×SO3 = H2S2O7. Серная кислота сильная двухосновная кислота, образующая средние соли - сульфаты (Na2SO4) и кислые соли - гидросульфаты (NaHSO4). Серная кислота энергично реагирует с водой, образуя гидраты. Она поглощает пары воды из воздуха, отнимает воду от углеводов (сахара, клетчатки) обугливая их:

H2SO4 (конц.) + H2O ® H2SO4×H2O + Q

При разбавлении концентрированной серной кислоты нельзя наливать воду в кислоту, можно осторожно наливать кислоту в воду.

Серная кислота является окислителем. Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, образует соли и вытесняет водород.

Fe + H2SO4 (разб.) ® FeSO4 + H2

Cu + H2SO4 (разб.) ¹

Концентрированная кислота реагирует с большинством металлов (кроме Pt и Au) с образованием солей и выделением продуктов восстановления S+6: оксида серы (IV) - с тяжелыми металлами, серы - с активными металлами, сероводорода - с щелочными и щелочноземельными металлами. Концентрированная серная кислота на холоду пассивирует железо, алюминий и хром.

Сu + 2H2SO4 (конц.) ® СuSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 (конц.) ® 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Сa + 5H2SO4 (конц.) ® 4СaSO4 + H2S + 4H2O

Концентрированная серная кислота окисляет и некоторые неметаллы:

2H2SO4 + S ® 3SO2 + 2H2O

2H2SO4 + C ® 2SO2 + CO2 + 2H2O