Tema - 18 subgrup de oxigen

Tema - 18: Subgrup de oxigen. Alotropia de oxigen și sulf. Elemente caracteristice ale subgrupului de oxigen. Compararea proprietăților compușilor de hidrogen.

· Caracteristicile structurii atomului din grupul VI.







· Proprietățile, compoziția, producția și aplicarea celor mai importanți compuși chimici.

· Caracterizați proprietățile generale ale metalelor nonmetale din grupa VI.

· Compuneți chimic formulele de compuși de hidrogen, acizi.

18.1. Caracteristici generale

grup principal elemente de grup VI forma lorod pis (O), sulf (S), seleniu (Se), telur (Te) și poloniu (Po) având un grup numit "calcogen", ceea ce înseamnă că vperevode "rudoobrazovateli".

Structura stratului electronic de atomi din acest subgrup este ns2np4. Același nivel structura de valență determină similaritate calcogen ele se referă toate p-elementele ksemeystvu sunt nemetale (kromepoloniya). Avand stratul exterior 6 pe electronii, elementele de date atomi atașate la care lipsesc 2 electroni octeti, iar în compușii prezintă un grad mai mic de oxidare egal cu (- 2).

Sulful, seleniul, telurul și poloniul formează de asemenea compuși stabili în care prezintă stări de oxidare pozitive.

Formula electronică grafică a atomilor de căldură în stare necorespunzătoare (în stare neașteptată):

Prezența a doi electroni neparticipați determină valența tipică a tuturor calcoagenurilor egală cu II.

În toți atomii calcogen (altele decât oxigenul) în stare-cart excitat poate mări numărul-nespa rennyh electronii din cauza electron tranziție snr - subniveluri-in-uri de pe subnivel svobodnyynd. Sunt posibile următoarele stări de atomi de valență:

Tema - 18 subgrup de oxigen

Deoarece atomii de oxigen sunt electroni de valență ai celui de-al doilea nivel, care nu au un substrat d, tranziția către starea excitată nu este posibilă pentru atomii de oxigen. Prin urmare, oxigenul are o valență constantă.

Sulful, seleniul și telurul în compușii cu oxigen prezintă stări de oxidare de +4 și +6. Aceste elemente formează oxizi de tipul EO2 și EO3, care au un caracter acid. Hidroxizii corespunzători sunt kituri de acid. Numai acizii sulfurici și selenici aparțin celor puternici, ceilalți fiind foarte slabi. Cu o creștere a gradului de oxidare, atât proprietățile acide, cât și cele oxidante ale oxizilor și acizilor corespunzători cresc.

În compușii cu hidrogen, calcogenii prezintă o valență de II (starea de oxidare -2).

H2S, H2Se și H2Te sunt substanțe gazoase cu un miros caracteristic neplăcut în condiții obișnuite. Toți sunt otrăviți. Când se dizolvă în apă, se disociază ușor în ioni și, prin urmare, sunt acizi slabi. Gradul de disociere crește ușor atunci când trece de la H2S la H2Te. În aceeași direcție, rezistența moleculelor scade (când se încălzește, se descompun H2Se și H2Te).

Toți compușii de seleniu și telur sunt otrăviți.

Comparația proprietăților elementelor principalelor subgrupe VI. și grupurile VII, precum și compușii acestora, conduc la următoarele concluzii:

1. În chalcogene, proprietățile nemetalice sunt mai puțin pronunțate decât în ​​halogeni.

2. Compușii de oxigen ai calcogenelor (oxizii și acizii) sunt mult mai stabili decât cei ai halogenului-nova.

3. Hidrocarburile halocenate (cu excepția apei) sunt mai puțin polare și mai puțin durabile decât halogenurile de hidrogen.

4. În subgroupul de căldură, diferențele dintre elemente sunt mai pronunțate decât în ​​subgrupul de halogeni.

Cele mai importante din subgrupul principal al trupei VI sunt oxigenul și sulful, precum și compușii lor.

18.2 Oxigen și compușii săi

În stare liberă, oxigenul există sub forma a două modificări alotropice: O2 - oxigen și O3 - ozon.

Oxigenul O2 în condiții normale - gaz fără culoare și miros; T = -183 ° C; ușor mai greu decât aerul, densitatea este de 1,43. În apă, este insolubil: în 1 litru pentru n. y. este format = 0,07 g. Oxigenul lichid este un lichid mobil, ușor albastru.

Ozonul O3 în condiții normale - gaz albastru, cu un miros ascuțit; T = -112 ° C. Solubilitatea în apă este mai mare decât cea a oxigenului. Ozonul lichid este o culoare albastru închis, aproape neagră. Explozie în toate stările agregate, întrucât se descompune spontan cu eliberarea unei cantități mari de energie.

18.2.1 Producția de oxigen liber

Oxigenul foarte pur este obținut prin descompunerea electrolitică a apei în prezența unui electrolit (de exemplu,

În condiții de laborator, oxigenul poate fi obținut prin descompunere la încălzirea compușilor instabili care conțin oxigen în compoziția lor, de exemplu:

Tema - 18 subgrup de oxigen






Ozonul este format în straturile superioare ale atmosferei (la o înălțime de aproximativ 50 km) de oxigenul liber. Sub influența iradierii ultraviolete, moleculele de oxigen sunt disociate cu formarea oxigenului atomic:

18.2.2. Din punct de vedere chimic, proprietățile oxigenului

Atunci când O2 interacționează cu substanțe simple - metale și nemetale - de obicei se formează oxizi, de exemplu:

Cu toate acestea, există excepții. De exemplu, la oxidarea metalelor alcaline cum ar fi sodiu și potasiu prin oxigen, se formează în principal peroxizi (și oxizii sunt un produs secundar):

Aproape toate reacțiile care implică O2 sunt exoterme, cu câteva excepții:

O caracteristică caracteristică a multor reacții ale compusului cu oxigenul este eliberarea căldurii și a luminii. Astfel de reacții se numesc ardere.

Multe substanțe complexe sunt de asemenea oxidate de sour-genus. În interacțiunea O2 cu niyami apă metaloid conectat hidrogen se formează, și non-singularizează etsya fie în stare liberă sau sub forma sa app-Sid, în funcție de condițiile de reacție:

Sub acțiunea oxigenului, oxizii și hidroxizii inferiori sunt transformați în compușii corespunzători cu un grad mai mare de oxidare:

Tema - 18 subgrup de oxigen

În oxigen, aproape toate organice

substanțe. Produsele de oxidare completă sunt, în principal, dioxidul de carbon și apă.

18.2.3. Peroxidul de hidrogen

Este un lichid incolor cu Tm = -0,41ºС și Tkip = 150, 2ºС și densitate de 1,45 g / cm3. În forma sa pură, peroxidul de hidrogen este exploziv.

Soluția de peroxid de hidrogen are o reacție acidă, care se datorează disocierii moleculelor sale de către tipul de acid slab:

Unele peroxizi metalici, de exemplu Na2O2, BaO2, pot fi considerați ca săruri ale unui peroxid de acid slab de hidrogen. Dintre acestea, este posibil să se obțină H2O2 prin acțiunea acizilor mai puternici:

Peroxizii se caracterizează prin prezența în molecule a unui lanț peroxid de atomi de oxigen:

18.3.1. Sulf și compușii săi

Electronegativitatea relativă a sulfului este mult mai scăzută decât cea a oxigenului, deci, în comparație cu acesta, capacitatea de oxidare a sulfului este mult mai slabă.

Cu toate acestea, sulf formează un compus stabil cu hidrogen și un metal, care este în stare de oxidare -2, dar, spre deosebire de oxigen, sulf susche-există în compuși într-o stare de oxidare pozitivă. Compușii cei mai importanți formați de sulf în diferite grade de oxidare includ următoarele:

18.3.2Altotropia sulfului liber

Sub forma unei substanțe simple, sulful are un număr mare de modificări alotropice, care diferă între compoziție și structura moleculelor. Numărul de atomi din moleculele diferitelor alotrope de sulf variază într-un domeniu larg - de la 3 la 20; moleculele pot avea o structură ciclică și liniară.

În condiții normale, sulful există sub forma unei modificări rombice. Moleculele sale conțin 8 atomi de sulf conectați prin legături covalente unice la un ciclu închis.

Sulf sulfic - o substanță cristalină solidă de culoare galbenă, practic insolubilă în apă, dar foarte solubilă în CS2 disulfură de carbon și acetonă.

La temperaturi de peste 95 ° C, sulful rombic se transformă într-o modificare monoclinică: topiturile de sulf conțin aproape toate alotropele sale.

În laborator, sulful liber poate fi obținut din compușii săi prin reacții de oxidare-reducere, de exemplu:

18.3.3. Proprietăți chimice ale sulfului

Sulful este un metal reactiv nemetalic. Sunt cunoscuți compușii săi cu aproape toate elementele, cu excepția gazelor inerte, a metalelor de aur și platină.

Atunci când interacționează cu substanțe simple formate din elemente cu EO inferior, sulful prezintă proprietăți oxidative: S0 + 2e → S2-

Atunci când interacționează cu substanțe simple formate din elemente cu un EO mai mare, sulful prezintă proprietăți de restaurare:

Astfel, sulful arde in aer cu o flacara albastra, in timp ce se formeaza dioxid de sulf:

Fluorul comprimă sulf la o temperatură normală cu formarea de hexafluorură de sulf:

S + 3F2 → SF6

Clorul și bromul reacționează cu sulful cu puțină încălzire pentru a forma halogenuri, de exemplu:

S + Cl2 → SCl2

În soluții apoase de alcalii, atunci când este încălzit, sulful este transformat în autooxidare - auto-vindecare (disproporție):

Hidrogenul sulfurat H2S este un gaz incolor, foarte otrăvitor, cu un miros neplăcut; Mp = -85 ° C și Tkp = -60 ° C. Solubilitatea H2S în apă este scăzută (la temperatura camerei într-un volum de apă se dizolvă 2,5 volume de H2S).

În natură se formează hidrogen sulfurat în cantități mari datorită proceselor biochimice.

Bacteriile care produc H2S sunt cele mai vechi organisme de pe Pământ. Hidrogenul sulfurat se găsește și în gazele vulcanice și în apele izvoarelor minerale.

În industrie și în laborator, hidrogenul sulfurat este produs prin acțiunea acizilor puternici pe sulfuri metalice.

Fiind dibazic, hidrogenul sulfurat formează două serii de săruri: sulfuri și hidrosulfuri. Spre deosebire de cele mai multe sulfuri, hidrosulfurile se dizolvă bine în apă.

Sulfurile și, într-o măsură mai mică, hidrosulfurile din soluțiile apoase sunt supuse hidrolizei, deoarece sunt formate dintr-un acid slab. De exemplu:

în oxizi, uneori în sulfați și, uneori, eliberează metal liber.

Unele sulfuri au o compoziție variabilă. Po-
Lisulfurile, de exemplu fierul (II), formează mai multe
sulfuri, dintre care cele mai importante sunt FeS (sulfura
fier) ​​și FeS2 (disulfură de fier). Acest lucru se explică prin faptul că,
atomii de sulf din compoziția sulfurilor se pot forma
între ele, legături covalente (așa-numitele "poduri sulfură"). Formula grafică a FeS2 este următoarea:

Pentru sodiu, polisulfurile cu compoziție variabilă sunt cunoscute de la Na2S2 la Na2S5. Dacă se adaugă acid clorhidric la soluția galbenă de polisulfură, are loc o descompunere completă a metalelor sulfurate cu formarea de H2S și S.

18.3.5. Oxizi de sulf

Sulful cu oxigen formează mai mulți oxizi, dar numai doi sunt stabili: SO2 - oxidul de sulf (IV) și oxidul de sulf (VI). În proprietățile acestor compuși există atât similitudini, cât și diferențe.

Ca oxizi ai unui tipic nemetalic, ambele au un caracter acid, mai pronunțat în SO3. Dar gradul diferit de oxidare a atomului de sulf în SO2 și S03 determină o diferență semnificativă în proprietățile de oxidare-reducere ale acestor compuși.

Prin expunerea proprietăților chimice ale oxizilor acide tipici, dioxidul de sulf și anhidrida sulfurică interacționează:

a) cu baze, formând două tipuri de săruri: acid și mediu.

SO2 + NaOH → NaHS03 sulfit acid de sodiu

SO3 + NaOH → NaHS04 sulfat acid de sodiu

b) cu oxizi de bază

SO2 + CaO → CaSO3 sulfit de calciu

SO3 + CaO → CaSO4 sulfat de calciu

SO2 + H2O → H2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

Anhidrida anhidră. În moleculele SO2, atomii de sulf au un grad intermediar de oxidare (+4), astfel încât anhidrida sulfuroasă combină atât capacitatea de oxidare cât și cea de reducere,







Articole similare

Trimiteți-le prietenilor: