Р-Элементы VI группы

К р-элементам VI группы относятся кисло­род (О), сера (S), селен (Sе), теллур (Тe), полоний (Ро).

Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns²np⁴, из которой следует, что на внешнем элек­тронном слое атомов рас­сматриваемых элементов находится шесть электро­нов и они могут проявлять четные валентности 2, 4, 6. Так как у атома кислорода отсутствует d-подуровень, поэтому возбужденные состояния невозможны и валентность ки­слорода равна только 2.

Все элементы данной подгруппы, за исключением полония, неметаллы.

Кислород является самым распространённым элементом земной коры. Молекула кисло­рода двухатомна (О₂). При обычных условиях представля­ет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. В атмосфере Земли содержится 21 % (по объёму) кислорода. В природных соединениях кислород встречается в виде оксидов (Н₂О, SiО₂) и солей кислородных кислот. Промышленный способ получения кислорода – ректификация жидкого воз­духа. Воздух, азот и кислород хранят в жидком состоянии в сосудах Дьюара.

Кислород играет важную роль в природе. Он участвует в жизненно важном процессе – дыхании. Применение его разнообразно: производство серной и азотной кислот, выплавка металлов и др.

Аллотропной модификацией кислорода является озон (O₃). Озон – один из сильнейших окислителей; по окислительной активности он уступает только фтору. Он окисляет все металлы, кроме золота и платиновых металлов, а также большинство неметаллов. В стратосфере Земли находится озоновый слой, поглощающий основную часть ультрафиолетового излучения.

Для обнаружения озона применяют следующую реакцию:

2КI + О₃ + Н₂О = I₂ + 2КОН + О₂.

Важным соединением кислорода является Н₂О₂ (Н–О–О–Н) – пероксид водорода.

Атомы кислоро­да в Н₂О₂ находятся в промежуточной степени окисления –1 и поэтому могут проявлять как окислительные, так и восстановительные

свойства. Например:

1) Н₂О₂ + 2КI = I₂ + 2КОН

2О^–1 + 2 е = 2О^–2, 2I^– – 2е = I₂;

2) 5Н₂О₂ + 2КМnО₄ + 3Н₂SО₄ = 5О₂ + 2МnSО₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О

2О^–1 – 2е = О₂, Мn⁺⁷ + 5е = Мn⁺².

Сера существует в нескольких аллотропных модификациях: ромбическая, моноклинная, пластическая. При нормальных условиях сера – твёрдое жёлтое вещество, нерастворимое в воде, но хорошо растворимое в органических растворителях.

Сера со многими металлами (Zn, Al, Fe, Сu, щелоч­ные и щелочноземельные металлы) взаимодействует непосредственно. Например,

2Аl + 3S → Al₂S₃.

При высокой температуре сера взаимодействует с водородом с образовани­ем сероводорода (H₂S) – бесцветный газ с характерным запахом (тухлых яиц)

Н₂ + S → Н₂S.

Сероводород очень ядовит и способен вызвать тяжёлые отравления.

Сероводородная кислота является слабой двухосновной кислотой:

Н₂S ↔ H⁺ + НS^–, К₁ = 6∙10^–8;

НS^– ↔ H⁺ + S^2–, К₂ = 1∙10^–14.

Сероводородная кислота образует соли – сульфиды, многие из которых характеризуются низкой растворимостью. Например:

CuSO₄ + H₂S ↔ CuS↓ + H₂SO₄,

Cu²⁺ + SO₄^2– + H₂S ↔ CuS↓ + 2H⁺ + SO₄^2–,

Cu²⁺ + H₂S ↔ CuS↓ + 2H⁺.

При поджигании на воздухе сероводород горит голубоватым пламенем

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2Н₂O (в избытке кислорода).

Оксид серы (IV) образуется при горении серы на воздухе. Он хорошо рас­творяется в воде с образованием сернистой кислоты:

SO₂ + Н₂O ↔ H₂SO₃.

Сернистая кислота – слабая двухосновная кислота. Она являются хорошими восстановителем и окисляется до серной кислоты:

2H₂SO₃ + O₂ → 2H₂SO_4.

При высокой температуре в присутствии катализатора (V₂O₅, сплавы на ос­нове платины) диоксид серы окисляется кислородом до триоксида, который

в свою очередь используется для получения серной кислоты

SO₃ + Н₂O → Н₂SО₄.

Н₂SO₄ – сильная двухосновная кислота. В разбавленных водных растворах она диссоциирует практически полностью Н₂SO₄ → 2Н⁺ + SO₄^2–. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла.

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, – энергичный окис­литель. Она восстанавливается металлами до SO₂, S или Н₂S. Чем активней металл, тем более глубоко восстанавливается кисло­та:

Сu + 2Н₂SO_{4 (конц.)} → СuSO₄ + SO₂↑ + 2Н₂O,

3Zn + 4Н₂SO_4(конц.) → 3ZnSО₄ + S↓ + 4Н₂O,

Соли серной кислоты, сульфаты, как правило, хорошо растворимы. Из водных растворов выделяются в виде кристаллогидратов, называемых купоросами: СuSO₄·5Н₂O, FeSO₄·7Н₂O и др. Серная кислота образует также двойные соли – квасцы, существующие в кристаллическом состоянии:

К₂SO₄·Аl₂(SO₄)₃·24Н₂O или КАl(SO₄)₂·12Н₂O и др.

В ряду Н₂O – Н₂S − Н₂Sе − Н₂Те с увеличением молекулярных масс должно наблюдаться повышение температур кипения. Как видно из рисунка 17.1, данная зависимость соблюдается, за исключением Н₂О.

Ткип.

Рисунок 17.1 – Зависимость температур кипения водородных соединений р-элементов VI группы от молекулярной массы соединения

Ранее было показано, что аномально высокая температура кипения Н₂О является следствием образования водородных связей между отдельными молекулами воды.

Селен по свойствам близок к сере. Селеновая кислота (Н₂SеO₄) также является сильной кислотой. Селен является важным биологическим микроэлементом.

Теллур образует очень слабую ортотеллуровою кислоту Н₆ТеO₆. Селен и теллур – полупроводники. Теллур служит легирующей добавкой к свинцу, улучшая его механические свойства. Все соединения селена и теллура ядовиты.

Дата добавления: 2014-01-04