Общая характеристика подгруппы кислорода

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы :

1) кислород – О;

2) сера – S;

3) селен – Se;

4) теллур – Te;

5) полоний – Po (радиоактивный элемент).

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 и его свойства

Кислород (О) стоит в 1 периоде, VI группе, в главной подгруппе. р-элемент. Электронная конфигурация 1s22s22p4 . Число электронов на внешнем уровне – 6. Кислород может принять 2 электрона и в редких случаях отдать. Валентность кислорода 2, степень окисления -2.

Физические свойства: кислород ( О2) – бесцветный газ, без запаха и вкуса; в воде малорастворим, немного тяжелее воздуха. При -183 °C и 101,325 Па кислород сжижается, приобретая голубоватый цвет. Строение молекулы: молекула кислорода двухатомна, в обычных условиях прочная, обладает магнитными свойствами. Связь в молекуле ковалентная неполярная. Кислород имеет аллотропную модификацию – озон (О3) – более сильный окислитель, чем кислород.

Химические свойства: до завершения энергетического уровня кислороду нужно 2 электрона, которые он принимает проявляя степень окисления -2, но в соединении со фтором кислород ОF2 -2 и О2F2 -1. Благодаря химической активности кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами. С металлами образует оксиды и пероксиды:

Кислород не реагирует только с платиной. При повышенных и высоких температурах реагирует со многими неметаллами:

Непосредственно кислород не взаимодействует с галогенами. Кислород реагирует со многими сложными веществами:

Кислороду характерны реакции горения:

В кислороде горят многие органические вещества:

При окислении кислородом уксусного альдегида получают уксусную кислоту:

Получение: в лаборатории: 1) электролизом водного раствора щелочи: при этом на катоде выделяется водород, а на аноде – кислород; 2) разложением бертолетовой соли при нагревании: 2КСlО3?2КСl + 3О2?; 3) очень чистый кислород получают: 2КМnO4?К2МnO4 + МnО2 + О2?.

Нахождение в природе: кислород составляет 47,2 % массы земной коры. В свободном состоянии он содержится в атмосферном воздухе – 21 %. Входит в состав многих природных минералов, огромное его количество содержится в организмах растений и животных. Природный кислород состоит из 3 изотопов: О(16), О(17), О(18).

Применение: используется в химической, металлургической промышленности, в медицине.

Озон и его свойства

В твердом состоянии у кислорода зафиксировано три модификации: ?-, ?– и ?– модификации. Озон ( О3) – одна из аллотропных модификаций кислорода. Строение молекулы: озон имеет нелинейное строение молекулы с углом между атомами 117°. Молекула озона обладает некоторой полярностью (несмотря на атомы одного рода, образующих молекулу озона), диамагнитна, так как не имеет неспаренных электронов.

Физические свойства: озон – синий газ, имеющий характерный запах; молекулярная масса = 48, температура плавления (твердого) = 192,7 °C, температура кипения = 111,9 °C. Жидкий и твердый озон взрывчат, токсичен, хорошо растворим в воде: при 0 °C в 100 объемах воды растворяется до 49 объемов озона.

Химические свойства: озон – сильный окислитель, он окисляет все металлы, в том числе золото – Au и платину – Pt (и металлы платиновой группы). Озон воздействует на блестящую серебряную пластинку, которая мгновенно покрывается черным пероксидом серебра – Аg2О2; бумага, смоченная скипидаром, воспламеняется, сернистые соединения металлов окисляются до солей серной кислоты; многие красящие вещества обесцвечиваются; разрушает органические вещества – при этом молекула озона отщепляет один атом кислорода, и озон превращается в обыкновенный кислород. Атакже большинство неметаллов, переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды их металлов – в их сульфаты:

Йодид калия озон окисляет до молекулярного йода:

Но с пероксидом водорода Н2О2 озон выступает в качестве восстановителя:

В химическом отношении молекулы озона неустойчивы – озон способен самопроизвольно распадаться на молекулярный кислород:

Получение: получают озон в озонаторах путем пропускания через кислород или воздух электрические искры. Образование озона из кислорода:

Озон может образовываться при окислении влажного фосфора, смолистых веществ. Определитель озона: чтобы опознать в воздухе наличие озона, необходимо в воздух погрузить бумажку, пропитанную раствором йодида калия и крахмальным клейстером – если бумажка приобрела синюю окраску, значит, в воздухе присутствует озон. Нахождение в природе: в атмосфере озон образуется во время электрических разрядов. Применение: будучи сильным окислителем озон уничтожает различного рода бактерии, поэтому широко применяется в целях очищения воды и дезинфекции воздуха, используется как белящее средство.

Сера и ее свойства

Сера (S) в природе встречается в соединениях и свободном виде. Распространены и соединения серы, такие как свинцовый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, медный блеск Cu2S. Для получения серы основным источником служит железный колчедан (пирит) FeS2. Газовую серу получают из газов, образованных при коксовании и газификации угля.

Существует несколько известных аллотропных модификаций серы:

1) циклическая форма;

2) моноклинная форма;

3) кристаллическая ромбическая форма.

При температуре 20–25 °C (комнатная) наиболее устойчива желтая ромбическая сера (a-сера, r = 2,1 г/см3). При температурном интервале от 95,4 °C до 119,3 °C (температура плавления) наиболее стабильной является моноклинная сера (b-сера). При комнатной температуре кристаллы моноклинной серы постепенно переходят в монолит микроскопических кристаллов ромбической серы. При резком охлаждении сильно нагретой серы происходит образование пластической серы.

Реже встречается пурпурная сера, образующаяся при быстрой конденсации паров серы на поверхности, охлаждаемой жидким азотом.

Сера находится в VI группе третьего периода периодической системы. Имеет на внешнем электронном слое атома шесть электронов.

Проявляет степень окисления от -2 до +6.

Сера не растворима в воде, но растворима в органических растворителя х. Является диэлектриком.

Сера – неметалл с типичными для него свойствами. Взаимодействует со многими металлами непосредственно (медью, железом, цинком), выделяя при этом теплоту. Среди металлов лишь золото, платина и рутений не вступают в реакцию с серой. Взаимодействует также с большинством неметаллов, за исключением азота и йода.

Химические свойства:

1) при нагревании сера реагирует с водородом, образуя сероводород: S + Н2 = H2S;

2) взаимодействуя с металлами, сера образует сульфиды: S + Fe = FeS; 2Al + 3S = Al2S3;

3) при сжигании серы в струе кислорода образуется сернистый газ или сернистый ангидрид SO2: S + O2 = SO2;

4) чистая сера способна проявлять восстановительные свойства: S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO.

Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит ее затвердевание (вулканизация).

Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит , являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски (ультрамарина), сероуглерода, серной кислоты.

Сероводород и сульфиды

Сероводород (H2S) – бесцветный газ с резким запахом гниющего белка. В природе встречается вводах минеральных ключей вулканических газах, гниении отбросов, а также при разложении белков погибших растений и животных.

Получение:

1) прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C;

2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой.

Физические свойства: сероводород тяжелее воздуха, очень ядовит. Сжижение его происходит при -60,8 °C, затвердение – при -85,7 °C. Легко воспламеняется на воздухе. Растворим в воде – при температуре 20 °C в 1 литре воды можно растворить 2,5 литра сероводорода, при этом образуется сероводородная кислота.

Химические свойства: сероводород – сильный восстановитель, в зависимости от условий (температура, pH раствора, концентрация окислителя) при взаимодействии с окислителями он окисляется до диоксида серы или серной кислоты:

1) горит голубоватым пламенем на воздухе:

2) при высокой температуре разлагается:

3) вступает в реакцию с галогенами:

4) взаимодействует с окислителями:

5) серебро при взаимодействии с сероводородом темнеет:

Применение: сероводород используют как химический реактив, а также как сырье для получения серы и серной кислоты.

Сероводородная кислота – слабая кислота. Водный раствор сероводорода.

Сульфиды – средние соли сероводородной кислоты .

Получение сульфидов:

1) взаимодействие металлов с серой при высокой температуре: Fe + S = FeS ;

2) взаимодействие сводными растворами солей металлов: CuSO4 + H2S = CuS? + H2SO 4;

3) сульфиды подвергаются гидролизу:

Взбалтывая раствор сульфида с серой можно обнаружить после выпаривания остаток, содержащий полисульфиды (многосернистые металлы).

Полисульфиды – соединения с большим содержанием серы, например Na2S2, Na2S5 .

Для сульфидов характерны соединения переменного состава (FeS1,01—FeS1,14).

Природные сульфиды – основа руд цветных и редких металлов, поэтому их используют в металлургии. Некоторые сульфиды используют в производстве серной кислоты(FeS2 – железный колчедан). В химической и легкой промышленности применяют сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов (в качестве основы люминофоров). В электронной технике используются как полупроводники.