![Элементы VIА-группы
(халькогены)
Общая электронная формула:
[…] ns 2
(n–1)d 10
np 4
Степени окисления:
O: –II, –I, 0, +I, +II
H2O; H2O2; O2; O2F2; OF2
S, Se, Te (Po): –II, 0, (+II), +IV, +VI
H2Э; Эх; ЭО2; ЭО3](https://image.slidesharecdn.com/970423-241014175555-3b3e7d0e/85/VI-ppt-3-320.jpg)
![Шкала степеней окисления
кислорода
OF2
O2
F2
O2
, O3
, O0
H2
O2
, Na2
O2
, BaO2
+II
+I
0
I
II OH
, H2
O, Na2
O, SO3
, H2
SO4
, NaOH,
K3
PO4
, KAl(SO4
)2
…
Атомарный кислород
KClO3
= KCl + 3[O]
KNO3
= KNO2
+ [O]
K2
S2
O6
(O2
) = K2
S2
O7
+ [O]](https://image.slidesharecdn.com/970423-241014175555-3b3e7d0e/85/VI-ppt-14-320.jpg)
Химя VI элементов периодической системы Д. И. Менделеева . ppt
- 1. Общая и неорганическая химия. Лекция 19 Общая характеристика элементов VIA-группы (халькогены). Кислород
- 2. Элементы VIА-группы (халькогены) O S Se Te Po z 8 16 34 52 84 Ar 15,999 32,066 78,96 127,60 208,98 3,50 2,60 2,48 2,02 1,76
- 3. Элементы VIА-группы (халькогены) Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10 np 4 Степени окисления: O: –II, –I, 0, +I, +II H2O; H2O2; O2; O2F2; OF2 S, Se, Te (Po): –II, 0, (+II), +IV, +VI H2Э; Эх; ЭО2; ЭО3
- 4. Простые вещества Аллотропия: O2, O3 (озон) S8(ромбич.), S8 (монокл.), S6, S4, Sx (пластич.), S2 Se красн. Se серый Селен Сера Теллур
- 5. Взаимодействие с водой, кислотами и щелочами O2, S(т), Se(т), Te(т) + H2O(ж) 3S + 2H2 O 2H2 S + SO2 (t) (дисмутация) Te + 2H2 O TeO2 + 2H2 Po + 2HCl = PoCl2 + 2H2 3S + 6NaOH = Na2 SO3 + 2Na2 S + 3H2 O (Se,Te) (дисмутация) Э + 6OH– – 4e = ЭO3 2– + 3H2 O Э + 2e = Э2
- 6. Соединения Э–II H2O H2S H2Se H2Te G °, кДж/моль –229 –34 +16 +85 Kк (H2 Э/HЭ– , водн. р-р) – 10–7 10–4 10–3 Kк (HЭ– /Э2– , водн. р-р) – 10–13 10–11 10–12 O S Se Te (Po) восстановит. св-ва растут термич. устойчивость падает кислотные св-ва растут склонность М2Э к гидролизу
- 7. Кислородные кислоты S Se Te IV SO2 ·n H2 O H2 SeO3 H2 TeO3 +VI H2 SO4 H2 SeO4 H2 TeO4 H6 TeO6 слабые кислоты сильные кислоты слабая кислота
- 8. Соединения Э+IV SO2 SeO2 TeO2 восст. св-ва падают 2SO2 + SeO2 = 2SO3 + Se Соединения Э+VI H2SeO4 + 2HCl = H2SeO3 + Cl2 + H2O H2SO4 H2SeO4 H2TeO4 окисл. св-ва растут
- 9. Соединения Э+VI SeO4 2– + 4H+ + 2e = H2 SeO3 + H2O = +1,15 В SO4 2– + 4H+ + (n -2)H2O + 2e = SO2 ·n H2 O = +0,18 В Устойчивые степени окисления: O (–II) S (+VI) Po (+II) Se и Te (+IV)
- 10. В природе 1. O 49,5 % (масс.) 15. S 0,048 % 60. Se 8·10–5 % 74. Te 1·10–6 % 87. Po 2·10–14 % Самородная сера Минералы – сульфиды: Пирит FeS2 Халькопирит CuFeS2 Сфалерит (цинковая обманка) ZnS Галенит (свинцовый блеск) PbS … Минералы – сульфаты: Гипс CaSO4 · 2H2 O Мирабилит Na2 SO4 · 10H2 O … Сера Пирит Галенит Халькопири Редкие элемент ы
- 11. История открытия кислорода Кислород: 1772-1774 гг., Дж. Пристли, К. Шееле, А.Л. Лавуазье (название элемента) К. Шееле А.Л. Лавуазье Дж. Пристли Термическое разложение HgO, KNO3, KMnO4, Ag2CO3 и др.
- 12. История открытия Se, Te, Po Теллур открыл в 1782 г. Ф. Мюллер фон Райхенштайн (название дал М. Клапрот) Селен открыли в 1817 г. Й.Я. Берцелиус и Ю. Ган Полоний впервые получила в 1898 г. М. Склодовская- Кюри М. Клапрот (1743-1817) Ф. Мюллер фон Райхенштайн (1740-1825) М. Склодовская-Кюри (1867-1934) Й. Берцелиус (1779-1848) Ю.Г. Ган (1745-1818)
- 13. Кислород Кислород – самый распространенный элемент на Земле (49,5% масс.). Кислород существует в самородном виде (воздух) и входит в состав воды, горных пород и живых организмов. В атмосфере содержание кислорода – 23,13% масс. (20,94% по объему), в литосфере – 46,60%, около 85% в гидросфере (85,8% кислорода в океанах и 88,81% в чистой воде).
- 14. Шкала степеней окисления кислорода OF2 O2 F2 O2 , O3 , O0 H2 O2 , Na2 O2 , BaO2 +II +I 0 I II OH , H2 O, Na2 O, SO3 , H2 SO4 , NaOH, K3 PO4 , KAl(SO4 )2 … Атомарный кислород KClO3 = KCl + 3[O] KNO3 = KNO2 + [O] K2 S2 O6 (O2 ) = K2 S2 O7 + [O]
- 15. Физические и химические свойства O2 O2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 С, т.кип. –182,96 С, парамагнитен Жидкий O2 голубого, твердый – синего цвета. O2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород). O2 растворим в металлах, с которыми непосредственно не реагирует (при 450 С 1 см3 золота и платины растворяют соответственно 77 и 48 см3 кислорода).
- 16. Озон O3 O3 – светло-синий газ, т.пл. –192,7 С, т.кип. – 111,9 С, взрывоопасен и ядовит. В жидком состоянии – темно-голубой, в твердом – темно- фиолетовый. Получение: электр. разряд 3 O2 2 O3 Озонаторы
- 17. Молекула O3 полярна и диамагнитна Обнаружение озона: 2KI + O3 + H2 O = = I2 + 2KOH + O2 Применение: санитарная обработка питьевой воды (озонирование), отбеливание, дезинфекция и т.п. , , sp 2 – гибридизация = 0,52 Д
- 18. Пероксид водорода H2O2 Молекула H2O2 полярна и диамагнитна H2O2 – бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое – светло-голубая). = 2,26 Д
- 19. Физические свойства H2 O и H2 O2 Вода Пероксид водорода плотность, г/см3 1,000 (4 С) 1,448 (20 С) т.пл., С 0,00 –0,43 т.кип., С 100,00 +150 (разл.) Водородные связи: H2 O ··· H2 O ··· H2 O ··· H2 O ··· H2 O ··· H2 O2 ··· H2 O2 ··· H2 O2 ··· H2 O2 ··· H2 O2 ···
- 20. Пероксид водорода H2O2 Дисмутация в присутствии катализаторов (например MnO2): 2H2 O2 –I = 2H2 O–II + O2 0 Видеофрагмент Окислительные св-ва: PbS(т) + 4H2O2 = = PbSO4(т) + 4H2O
- 21. Протолиз в водном растворе Пероксид водорода – очень слабая двухосновная кислота: H2 O2 + H2 O HO2 + H3 O+ ; Kк = 2,4·10–12 (при рН 7 в растворе существуют молекулы H2 O2 , а при рН 7 – гидропероксид-ионы HO2 ) Гидролиз Na2O2 (суммарное ур-ние) Na2O2 +H2O 2Na+ + HO2 – + OH–
- 22. Окислительно-восстановительные св-ва Окислительные свойства В кислотной среде: H2 O2 + 2H+ + 2e = 2H2 O; = +1,76 В В щелочной среде: HO2 + H2 O + 2e = 3OH ; = +0,88 В Восстановительные свойства В кислотной среде: H2 O2 – 2e = O2 + 2H+ ; = +0,69 В В щелочной среде: HO2 + OH – 2e = O2 + H2 O ; = –0,076 В
- 23. Получение H2O2 В лаборатории: 2BaO + O2 = 2BaO2 BaO2 + H2SO4(конц., хол.) = BaSO4 + H2O2 BaO2 + H2O + CO2 = BaСO3 + H2O2 В промышленности: анодное окисление гидросульфатов и разложение пероксодисерной кислоты Анод: 2HSO4 –2e = H2 S2 O6 (O2 ) H2 S2 O6 (O2 ) + 2H2 O = 2H2 SO4 + H2 O2
- 24. Сера S8 -S (ромбическая) -S (моноклинная) 95 °С 119 °С S (ж) 445 °С (кипение) S (г) 1500 °С S1 t 300 °C: S6, S4 S8 – 54% S6 – 37% S4 – 5% S2 – 4% цеп и 200 °С, –t S (аморфная) «пластическая »
- 25. Шкала степеней окисления серы +VI +IV 0 I II SO3 , SO4 2 , HSO4 , H2 SO4 , K2 SO4 , SF6 , SCl2 O2 SO2 , SO3 2 , HSO3 , SO2 ·n H2 O, Na2 SO3 , SF4 , SCl4 , SCl2 O Na2 S2 , FeS2 S2 , HS , H2 S, Na2 S, CS2 S (S8 , Sx , S6 , S4 , S2 , S0 )
- 26. Сера: химические свойства S H2S H2 SF4 SF6 F2 S2Cl2 SCl2 SCl4 Cl2 М еталл ы ZnS CuS Al2S3 C CS2 H2O, t H2S, SO2 HNO3 H2SO4 OH– , t S2– и SO3 2 – SO3 2– , t SO3S2–