Студопедия Главная Случайная страница Задать вопрос

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Элементы VIA-группы





Элементы кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро составляют VIA-группу Периодической системы Д.И. Менделеева. Групповое название этих элементов – халькогены, хотя кислород часто рассматривают отдельно. Валентный уровень атомов отвеча­ет электронной формуле ns2np4. Кислород – второй по электроот­рицательности элемент (после наиболее электроотрицательного фтора). Его устойчивая степень окисления –2; положительная сте­пень окисления у кислорода проявляется только в его соединениях с фтором. Остальные элементы VIA-группы (кроме Ро) проявляют в соедине­ниях степени окисления –2, +4 и +6, причем для серы устойчива степень окисления +6, а для остальных элементов – (+4). Степень окисления полония в соединениях +2. Судя по значениям электроотрицательности, О и S – неметаллы, Se, Те и Ро – амфотерные элементы с преобладанием неметаллических (Se, Те) или металлических свойств (Ро).

Термическая устойчивость водородных соединений элементов VIA-группы в ряду Н2О – H2S – H2Se – Н2Те падает; восстанови­тельные свойства этих соединений возрастают. В водном растворе сероводород, селеноводород и теллуроводород – слабые двухоснов­ные кислоты.

Восстановительные свойства кислородных соединений серы, се­лена и теллура в степени окисления +4 понижаются с ростом по­рядкового номера элемента (например, SO2 – более сильный вос­становитель, чем SеО2). В качестве гидроксидов кислотным окси­дам ЭО2 отвечают SO2 · nН2О, Н2SеО3 и Н2ТеО3, которые в водном растворе являются слабыми кислотами.

Кислородные соединения серы, селена и теллура в степени окис­ления +6 ЭО3 и отвечающие им кислоты Н2SO4, H2SeO4 и H6TeO6 проявляют окислительные свойства, причем самые силь­ные окислители – соединения селена.

Простые вещества элементов VIA-группы (кроме Ро) не реаги­руют с водой и кислотами-неокислителями при обычных услови­ях. Полоний легко переводится в раствор кислотами-неокислителями.. При высоких температурах сера подвергается диспропорционированию в ат­мосфере водяного пара, переходя в Н2S и SO2, а теллур в тех же условиях выделяет водород из воды и окисляется до ТеО2. В ще­лочной среде сера, селен и теллур также подвергаются диспропорционированию, при­обретая степени окисления –2 и +4. Например, сера переходит в сульфид- и сульфит-ионы; этот процесс осложняется взаимодействием серы с этими продуктами, в результате чего в растворе по­являются полисульфидные Sn2– и тиосульфатные S2O32– ионы.

Кислород известен в двух аллотропных формах: дикислород О2 и трикислород (озон) О3. Озон – очень сильный окислитель. Анионные производные озона – озониды MO3 мгновенно разлага­ются водой до МОН и О2. Водородные соединения кислорода – это вода Н2О и пероксид водорода Н2О2. В молекуле пероксида водорода имеется ковалентная связь О–О, а степень окисления кислорода равна –1.

Вода является слабым электролитом, лишь в незначительной мере диссоциирующим с образованием гидроксид-ионов ОН и катионов гидроксония H3O+. Многие аномальные физико-химические свойства воды и льда обусловлены образованием водородных связей. По химическим свойствам вода – довольно активное вещество. В определенных условиях она реагирует со многими металлами и некоторыми неметаллами, способствует протеканию огромного числа обмен­ных и окислительно-восстановительных реакций между други­ми веществами (химия водных растворов). С основными и кис­лотными оксидами вода образует соответствующие гидроксиды, со многими безводными солями – кристаллогидраты и аквакомплексы.

Жидкий пероксид водорода малоустойчив. Он заметно разлагается на кислород и воду даже при комнатной температуре, а в при­сутствии катализатора (например, МnО2) эта реакция протекает необратимо. В водной среде пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства. Благодаря промежуточной степени окисления атома кислорода (–1), в водном растворе пероксид водоро­да проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства, причем окислительные свойства Н2О2 выражены сильнее, чем восстановительные. Пероксидную группу содер­жат некоторые кислоты и их соли (например, пероксомоносерная кислота Н232), пероксодисерная кислота H2S2O6(O2) и др.). Все пероксосоединения в растворе и в расплаве – сильные окисли­тели. Пероксид водорода в промышленности получают при анод­ном окислении гидросульфатов и последующем разложении пероксодисерной кислоты.

Сера имеет ряд аллотропных модификаций (например, ромби­ческая и моноклинная сера, содержащие молекулы S8); при быст­ром охлаждении расплава образуется пластическая сера с полимер­ными молекулами Sх. Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой химической активностью. Она реагирует при нагревании с галогенами, кислородом, углеродом и другими неметаллами, а также с металлами. Концентрированная азотная кислота окисляет серу до серной кислоты.

Водородные соединения серы – сульфаны состава H2Sn (n = 1…8), молекулы которых (как и полисульфидные ионы Sn2–) содержат цепи –S–S–… Исключением является только молекула сероводорода H2S. Сероводород растворим в воде (сероводородная вода). Максимальная концентрация H2S в водном растворе составляет 0,1 моль/л. Растворы Н2S представляют собой слабую двухосновную кислоту (рН < 7). Вследствие гидролиза ра­створы сульфидов и гидросульфидов щелочных и щелочноземель­ных металлов имеют рН > 7. Большинство сульфидов тяжелых металлов практически нерастворимы в воде. Сероводород и сульфиды содержат атомы серы в низшей степени окисления –2, поэтому являются сильными восстановителями. Сильные окислители могут окислять серу (–2) не только до свободной серы, но также до серы (+4) и серы (+6). В промышленности сероводород получают прямым синтезом из водорода и серы, а в лаборатории – гидролизом ковалентных сульфидов или реакциями сульфидов с сильными кислотами-не-окислителями.

Диоксид серы (оксид серы(IV)) SO2 является промежуточным продуктом в про­изводстве серной кислоты. Все сульфидные минералы перед получением из них соответствующих металлов подвергают обжигу, при этом сульфидная сера превращается в диоксид серы. В лабо­ратории SO2 получают обработкой твердых сульфитов концент­рированной серной кислотой. Растворение диоксида серы сопро­вождается его гидратацией и последующей диссоциации полигидрата. Взаимодействие диоксида серы со щелочами приводит к образованию средних и кислых солей – сульфитов и гидросуль­фитов. Сульфиты щелочных металлов и аммония хорошо раство­римы в воде, сульфиты остальных металлов малорастворимы. Вследствие гидролиза растворы сульфитов имеют рН > 7, тогда как ра­створы гидросульфитов – рН < 7 (гидросульфит-ион – амфолит с преобладанием кислотных свойств). Диоксид серы и суль­фит-ион обладают ярко выраженными восстановительными свойствами (окисляются хлором, иодом, кислородом воздуха и др.). Окислительные свойства SO2 и SO32– проявляются, например, в реакциях с сероводородом, приводящих к выделению серы. Окисление SО2 до SO3 в промышленных усло­виях ведут в присутствии катализатора (этап технологического процесса получения серной кислоты).

Серная кислота в разбавленном растворе практически полнос­тью подвергается диссоциации как сильная двухосновная кислота. Растворы сульфатов нейтральны, а гидросульфатов – имеют кислую реакцию среды (вследствие диссоциации ионов НSО4). Сульфат-ион SO42– симметричен (3-гибри-дизация атомных орбиталей серы, тетраэдрическая форма), в нейтральных и щелочных растворах не проявляет окис­лительных свойств. В разбавленной серной кислоте окислителем является не SO42–, а катионы водорода Н+ (точнее – гидроксония Н3О+). В концентрированной сер­ной кислоте симметрия молекул H2SO4 заметно искажена, и сер­ная кислота проявляет окислительные свойства. В зависимости от силы восстановителя в качестве продуктов реакции могут образо­ваться SO2, S или H2S.

Взаимодействие SO3 с H2SO4 с образованием дисерной кислоты H2S2O7 лежит в основе получения «олеума». Избыточный триоксид серы обеспечивает безводность олеума и тем самым позво­ляет перевозить его и хранить в металлических емкостях, посколь­ку безводная серная кислота пассивирует железо и алюминий. При частичной или полной замене атомов кислорода на атомы серы в анионах кислородсодержащих кислот образуются тиосоединения, например, Na3PO3S – тиоортофосфат натрия. На практике часто используется соль тиосерной кислоты – тиосульфат натрия Na2SO3S. При подкислении раствора Na2SO3S связь S–S разрыва­ется гетеролитически (общая пара электронов переходит к цент­ральному атому серы), в результате образуются SO2 и S. В присутствии силь­ных окислителей (хлорная вода) тиосульфат-ион окисляется до сульфат-иона. Слабые окислители (например, иод) переводят SO3S в тетратионат S4O62–. Известны политионовые кислоты Н2SnO6, содержащие цепочку из четырех-шести атомов серы. Эти кислоты являются сильными восстановителями, хотя их соли (политионаты) довольно устойчивы.

 






Дата добавления: 2014-11-10; просмотров: 490. Нарушение авторских прав

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2017 год . (0.081 сек.) русская версия | украинская версия