Charakterystyka grupy 6 podgrupy głównej. Niemetale grupy VI

Główna podgrupa grupy VI układu okresowego obejmuje tlen, siarkę, selen, tellur i polon. Właściwości niemetaliczne pierwiastków grupy VI-A są mniej wyraźne niż właściwości halogenów. Ich elektrony walencyjne to ns 2 np 4 .

Tlen i siarka to typowe niemetale, przy czym tlen jest jednym z najbardziej elektroujemnych pierwiastków (ustępując jedynie fluorowi). Polon to srebrzystobiały metal, który właściwościami fizycznymi przypomina ołów, a właściwościami elektrochemicznymi - metale szlachetne. Selen i tellur zajmują pozycję pośrednią między metalami i niemetalami; są półprzewodnikami. Pod względem właściwości chemicznych są one bliższe niemetalom. Tlen, siarka, selen i tellur są zgrupowane razem jako „chalkogeny”, co w tłumaczeniu z języka greckiego oznacza „wytwarzanie rud”. Pierwiastki te występują w licznych rudach. Od tlenu po tellur zawartość pierwiastków na Ziemi gwałtownie spada. Polon nie ma stabilnych izotopów i występuje w rudach uranu i toru jako jeden z produktów rozpadu radioaktywnego uranu.

Tlen i siarka znacznie różnią się od siebie właściwościami, ponieważ ich powłoki elektronowe poprzedniego poziomu energetycznego są zbudowane inaczej. Tellur i polon mają taką samą strukturę zewnętrznego poziomu energii (warstwy walencyjnej) i przedostatniego poziomu energii, więc są bardziej podobne pod względem właściwości.

Tlen jest chemicznie aktywnym niemetalem i jest najlżejszym pierwiastkiem z grupy chalkogenów. Prosta substancja tlen w normalnych warunkach jest gazem bez koloru, smaku i zapachu, którego cząsteczka składa się z dwóch atomów tlenu (wzór O 2), dlatego nazywana jest również ditlenkiem. Ciekły tlen ma jasnoniebieski kolor, a stały tlen to jasnoniebieskie kryształy. Istnieją inne alotropowe formy tlenu, na przykład ozon - w normalnych warunkach niebieski gaz o specyficznym zapachu, którego cząsteczka składa się z trzech atomów tlenu. (wzór O3 Słowo tlen (na początku XIX wieku zwane także „roztworem kwasu”) swoje pojawienie się w języku rosyjskim w pewnym stopniu zawdzięcza M.V. Łomonosowowi, który wprowadził słowo „kwas” wraz z innymi neologizmami; zatem słowo „tlen” było z kolei prześledzeniem terminu „tlen” (francuskie oxygine), zaproponowanego przez A. Lavoisiera (od starogreckiego floet – „kwaśny” i gennshch – „rodzić”), co tłumaczy się jako „kwas wytwarzający”, co wiąże się z jego pierwotnym znaczeniem – „kwas”, które wcześniej oznaczało substancje zwane tlenkami według współczesnej nomenklatury międzynarodowej. Tlen jest najpowszechniejszym pierwiastkiem w skorupie ziemskiej, jego udział (w różnych związkach, głównie krzemianach) stanowi około 47% masy stałej skorupy ziemskiej. W atmosferze zawartość wolnego tlenu wynosi 20,95% objętościowo i 23,10% masowo (około 1015 ton). Obecnie w przemyśle tlen pozyskuje się z powietrza. Główną przemysłową metodą produkcji tlenu jest rektyfikacja kriogeniczna. Znane i z powodzeniem stosowane w przemyśle są także instalacje tlenowe działające w oparciu o technologię membranową.

W laboratoriach wykorzystuje się tlen produkowany przemysłowo, dostarczany w stalowych butlach pod ciśnieniem około 15 MPa.

Niewielkie ilości tlenu można otrzymać poprzez ogrzewanie nadmanganianu potasu KMnO4:

Wykorzystuje się także reakcję katalitycznego rozkładu nadtlenku wodoru H2O2 w obecności tlenku manganu(IV):

Tlen można otrzymać poprzez katalityczny rozkład chloranu potasu (sól Bertholleta) KClO 3:

Do laboratoryjnych metod wytwarzania tlenu zalicza się metodę elektrolizy wodnych roztworów zasad oraz rozkład tlenku rtęci(II) (w temperaturze t = 100 °C):

W łodziach podwodnych otrzymuje się go zwykle w reakcji nadtlenku sodu i dwutlenku węgla wydychanego przez człowieka:

Silny utleniacz, oddziałuje z prawie wszystkimi pierwiastkami, tworząc tlenki. Stan utlenienia?2. Z reguły reakcja utleniania przebiega wraz z wydzielaniem ciepła i przyspiesza wraz ze wzrostem temperatury. Przykład reakcji zachodzących w temperaturze pokojowej:

Utlenia związki zawierające pierwiastki o stopniu utlenienia mniejszym niż maksymalny:

Utlenia większość związków organicznych:

Pod pewnymi warunkami możliwe jest łagodne utlenianie związku organicznego:

Tlen reaguje bezpośrednio (w normalnych warunkach, po podgrzaniu i/lub w obecności katalizatorów) ze wszystkimi prostymi substancjami z wyjątkiem Au i gazów obojętnych (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reakcje z halogenami zachodzą pod wpływem wyładowania elektrycznego lub promieniowania ultrafioletowego. Pośrednio otrzymywano tlenki złota i ciężkie gazy obojętne (Xe, Rn). We wszystkich dwuelementowych związkach tlenu z innymi pierwiastkami tlen pełni rolę utleniacza, z wyjątkiem związków z fluorem.

Tlen tworzy nadtlenki, których stopień utlenienia atomu tlenu jest formalnie równy A1.

Na przykład nadtlenki powstają w wyniku spalania metali alkalicznych w tlenie:

Niektóre tlenki absorbują tlen:

Zgodnie z teorią spalania opracowaną przez A. N. Bacha i K. O. Englera utlenianie zachodzi dwuetapowo z utworzeniem pośredniego związku nadtlenkowego. Ten związek pośredni można wydzielić np. gdy płomień płonącego wodoru schładza się lodem, wraz z wodą tworzy się nadtlenek wodoru:

W nadtlenkach tlen formalnie ma stopień utlenienia AS, to znaczy jeden elektron na dwa atomy tlenu (jon O?2). Otrzymywany w wyniku reakcji nadtlenków z tlenem pod podwyższonym ciśnieniem i temperaturą:

Potas K, rubid Rb i cez Cs reagują z tlenem, tworząc ponadtlenki:

Ozonki nieorganiczne zawierają jon O?3 o stopniu utlenienia tlenu formalnie równym >1/3. Otrzymywany w wyniku działania ozonu na wodorotlenki metali alkalicznych:

Siarka jest pierwiastkiem głównej podgrupy grupy VI, trzeciego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 16. Wykazuje właściwości niemetaliczne. Oznaczona symbolem S (łac. Siarka). W związkach wodoru i tlenu występuje w różnych jonach i tworzy wiele kwasów i soli. Wiele soli zawierających siarkę jest słabo rozpuszczalnych w wodzie. Siarka jest szesnastym najpowszechniejszym pierwiastkiem w skorupie ziemskiej. Występuje w stanie wolnym (natywnym) i związanej formie.

Najważniejsze naturalne minerały siarkowe: FeS 2 – piryt żelaza lub piryt, ZnS – blenda cynku lub sfaleryt (wurcyt), PbS – połysk ołowiu lub galena, HgS – cynober, Sb 2 S 3 – stibnit. Ponadto siarka występuje w ropie naftowej, węglu naturalnym, gazach ziemnych i łupkach. Siarka jest szóstym pod względem liczebności pierwiastkiem w wodach naturalnych, występuje głównie w postaci jonów siarczanowych i powoduje „stała” twardość słodkiej wody. We włosach skoncentrowany jest pierwiastek niezbędny dla organizmów wyższych, będący integralną częścią wielu białek. Słowo „siarka”, znane w języku staroruskim od XV wieku, zostało zapożyczone od starosłowiańskiego „săra” - „siarka, żywica”, ogólnie „substancja łatwopalna, tłuszcz”. Etymologia tego słowa nie została dotychczas wyjaśniona, gdyż pierwotna potoczna słowiańska nazwa tej substancji zaginęła, a słowo to dotarło do współczesnego języka rosyjskiego w zniekształconej formie.

Według Vasmera „siarka” sięga łac. sera – „wosk” lub łac. surowica – „surowica”.

Łacińska siarka (wywodząca się od zhellenizowanej pisowni etymologicznej siarki) prawdopodobnie wywodzi się z indoeuropejskiego korzenia - „palić”. W powietrzu siarka spala się, tworząc dwutlenek siarki - bezbarwny gaz o ostrym zapachu:

Na podstawie analizy spektralnej ustalono, że w rzeczywistości proces utleniania siarki do dwutlenku jest reakcją łańcuchową i zachodzi wraz z utworzeniem szeregu produktów pośrednich: tlenku siarki S 2 O 2, siarki cząsteczkowej S 2, wolnych atomów siarki S i wolne rodniki tlenku siarki SO.

Właściwości redukujące siarki przejawiają się w reakcjach siarki z innymi niemetalami, jednak w temperaturze pokojowej siarka reaguje tylko z fluorem.

Stopiona siarka reaguje z chlorem i możliwe jest utworzenie dwóch niższych chlorków (dichlorku siarki i ditiodichlorku).

Przy nadmiarze siarki tworzą się także różne dwuchlorki polisiarki, takie jak SnCl2.

Po podgrzaniu siarka reaguje również z fosforem, tworząc mieszaninę siarczków fosforu, wśród których znajduje się wyższy siarczek P2S5:

Ponadto po podgrzaniu siarka reaguje z wodorem, węglem, krzemem:

(siarkowodór)
(dwusiarczek węgla)

Po podgrzaniu siarka oddziałuje z wieloma metalami, często dość gwałtownie. Czasami po zapaleniu zapala się mieszanina metalu i siarki. Ta interakcja wytwarza siarczki:

Roztwory siarczków metali alkalicznych reagują z siarką, tworząc wielosiarczki:

Spośród substancji złożonych należy przede wszystkim zwrócić uwagę na reakcję siarki ze stopioną zasadą, w której siarka jest nieproporcjonalnie podobna do chloru:

Powstały stop nazywany jest wątrobą siarkową.

Siarka reaguje ze stężonymi kwasami utleniającymi (HNO 3, H 2 SO 4) tylko przy długotrwałym ogrzewaniu:

(stęż.)
(stęż.)

Wraz ze wzrostem temperatury par siarki zachodzą zmiany w ilościowym składzie molekularnym. Liczba atomów w cząsteczce maleje:

W temperaturze 800-1400 °C opary składają się głównie z siarki dwuatomowej:

A w temperaturze 1700 °C siarka staje się atomowa:

Siarka jest jednym z pierwiastków biogennych. Siarka wchodzi w skład niektórych aminokwasów (cysteina, metionina), witamin (biotyna, tiamina) i enzymów. Siarka bierze udział w tworzeniu trzeciorzędowej struktury białek (tworzenie mostków dwusiarczkowych). Siarka bierze także udział w fotosyntezie bakteryjnej (siarka wchodzi w skład bakteriochlorofilu, a siarkowodór jest źródłem wodoru). Reakcje redoks siarki są źródłem energii w chemosyntezie.

Człowiek zawiera około 2 g siarki na 1 kg masy ciała

Selen to pierwiastek chemiczny z 16. grupy (wg przestarzałej klasyfikacji - głównej podgrupy grupy VI), 4. okresu układu okresowego, ma liczbę atomową 34, oznaczoną symbolem Se (łac. Selen), kruchy pierwiastek , błyszczący, czarny niemetal (stabilna forma alotropowa, forma niestabilna - cynobrowa). Odnosi się do chalkogenów.

Nazwa pochodzi z języka greckiego. welUnz – Księżyc. Pierwiastek otrzymał taką nazwę ze względu na fakt, że w przyrodzie jest satelitą z telluru, który jest do niego chemicznie podobny (nazwany na cześć Ziemi). Zawartość selenu w skorupie ziemskiej wynosi około 500 mg/t. Główne cechy geochemii selenu w skorupie ziemskiej są zdeterminowane bliskością jego promienia jonowego do promienia jonowego siarki. Selen tworzy 37 minerałów, wśród których przede wszystkim należy wymienić aszawalit FeSe, klaustalit PbSe, timannit HgSe, guanajuatyt Bi 2 (Se, S) 3, hastyt CoSe 2, platynit PbBi2 (S, Se) 3, związane z różnymi siarczki, a czasami także kasyteryt. Czasami można znaleźć selen natywny. Złoża siarczków mają duże znaczenie przemysłowe dla selenu. Zawartość selenu w siarczkach waha się od 7 do 110 g/t. Stężenie selenu w wodzie morskiej wynosi 4,10–4 mg/l.

Selen jest analogiem siarki i wykazuje stopnie utlenienia? 2 (H 2 Se), +4 (SeO 2) i +6 (H 2 SeO 4). Jednakże w przeciwieństwie do siarki, związki selenu na stopniu utlenienia +6 są najsilniejszymi utleniaczami, a związki selenu (-2) są znacznie silniejszymi reduktorami niż odpowiadające im związki siarki.

Prosta substancja selen jest znacznie mniej aktywna chemicznie niż siarka. Zatem w przeciwieństwie do siarki selen nie jest zdolny do samodzielnego spalania w powietrzu. Selen można utlenić jedynie poprzez dodatkowe ogrzewanie, podczas którego powoli spala się niebieskim płomieniem, zamieniając się w dwutlenek SeO2. Selen reaguje (bardzo gwałtownie) z metalami alkalicznymi tylko po stopieniu.

W przeciwieństwie do SO 2, SeO 2 nie jest gazem, ale substancją krystaliczną, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Otrzymanie kwasu selenowego (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) nie jest trudniejsze niż kwasu siarkawego. A działając na niego silnym środkiem utleniającym (na przykład HClO 3), uzyskują kwas selenowy H 2 SeO 4, prawie tak silny jak kwas siarkowy.

Wchodzi w skład centrów aktywnych niektórych białek w postaci aminokwasu selenocysteiny. Mikroelement, ale większość związków jest dość toksyczna (selenowodór, kwas selenowy i selenowy) nawet w umiarkowanych stężeniach.

Jednym z najważniejszych obszarów jego technologii, produkcji i konsumpcji są właściwości półprzewodnikowe zarówno samego selenu, jak i jego licznych związków (seleników), ich stopów z innymi pierwiastkami, w których selen zaczął odgrywać kluczową rolę. Ta rola selenu stale rośnie, rośnie popyt i ceny (stąd niedobór tego pierwiastka).

We współczesnej technologii półprzewodników stosuje się selenki wielu pierwiastków, na przykład selenki cyny, ołowiu, bizmutu, antymonu i lantanowców. Szczególnie ważne są właściwości fotoelektryczne i termoelektryczne zarówno samego selenu, jak i selenków.

Stabilny izotop selenu-74 umożliwił stworzenie lasera plazmowego z kolosalnym wzmocnieniem w zakresie ultrafioletu (około miliard razy).

Radioaktywny izotop selenu-75 jest wykorzystywany jako potężne źródło promieniowania gamma do wykrywania wad.

Selenek potasu wraz z pięciotlenkiem wanadu stosowany jest w termochemicznej produkcji wodoru i tlenu z wody (cykl selenowy, Lawrence Livermore National Laboratory, Livermore, USA).

Półprzewodnikowe właściwości selenu w czystej postaci były szeroko stosowane w połowie XX wieku do produkcji prostowników, zwłaszcza w sprzęcie wojskowym, z następujących powodów: w przeciwieństwie do germanu i krzemu selen jest niewrażliwy na promieniowanie, a ponadto selenowa dioda prostownicza ma unikalną właściwość samonaprawy w przypadku awarii: miejsce przebicia odparowuje i nie powoduje zwarcia, dopuszczalny prąd diody jest nieznacznie zmniejszony, ale produkt pozostaje sprawny. Wady prostowników selenowych obejmują ich znaczne wymiary.

Szósta grupa układu okresowego pierwiastków składa się z dwóch podgrup: grupy głównej - tlenu, siarki, selenu, telluru i polonu - oraz grupy wtórnej - chromu, molibdenu i wolframu. W podgrupie głównej wyróżnia się podgrupę selenu (selen, tellur i polon), podgrupę wtórną nazywa się podgrupą chromu. Wszystkie pierwiastki głównej podgrupy, z wyjątkiem tlenu, mogą dodać dwa elektrony, tworząc jony elektroujemne.

Elementy głównej podgrupy posiadają zewnętrzną elektronikę

poziom ma sześć elektronów (s2р4). Atomy tlenu mają dwa niesparowane elektrony i nie mają poziomu d. Dlatego tlen wykazuje głównie stopień utlenienia -2 i tylko w związkach z fluorem +2. Siarka, selen, tellur i polon również mają sześć elektronów na swoim zewnętrznym poziomie (s2p4), ale wszystkie mają niewypełniony poziom d, więc mogą mieć do sześciu niesparowanych elektronów i wykazywać stopnie utlenienia -2, +4 i + w związkach 6.

Schemat zmian aktywności tych pierwiastków jest taki sam jak w podgrupie halogenów: najłatwiej utleniają się tellurki, następnie selenki i siarczki. Spośród tlenowych związków siarki najbardziej stabilne są związki siarki (VI), a dla telluru - związki telluru (IV). Związki selenu zajmują pozycję pośrednią.

Selen i tellur, a także ich związki z niektórymi metalami (indem, talem itp.) mają właściwości półprzewodnikowe i są szeroko stosowane w elektronice radiowej. Związki selenu i telluru są bardzo toksyczne. Wykorzystuje się je w przemyśle szklarskim do produkcji szkieł kolorowych (czerwonych i brązowych).

W pierwiastkach podgrupy chromu poziom d jest wypełniony, dlatego na poziomie s ich atomów znajduje się jeden (dla chromu i molibdenu) lub dwa (dla wolframu) elektrony. Wszystkie wykazują maksymalny stopień utlenienia +6, jednak molibden, a zwłaszcza chrom, charakteryzują się związkami, w których mają niższy stopień utlenienia (+4 dla molibdenu i +3 lub +2 dla chromu). Związki chromu(III) są bardzo stabilne i podobne do związków glinu. Wszystkie metale z podgrupy chromu są szeroko stosowane.

Molibden został po raz pierwszy uzyskany przez K.V. Scheele w 1778 roku. Wykorzystywany jest do produkcji stali o dużej wytrzymałości i ciągliwości, wykorzystywanych do produkcji luf broni, pancerzy, wałów itp. Ze względu na zdolność odparowywania w wysokich temperaturach jest mało przydatny do produkcji żarników, ale ma dobrą zdolność stapiania się ze szkłem, dlatego wykorzystuje się go do produkcji oprawek żarnika wolframowego w lampach żarowych.

Wolfram odkrył także K.V. Scheele w roku 178! d. Służy do produkcji stali specjalnych. Dodatek wolframu do stali zwiększa jej twardość, elastyczność i wytrzymałość. Wolfram wraz z chromem nadaje stali zdolność do utrzymywania twardości w bardzo wysokich temperaturach, dlatego właśnie takie stale wykorzystuje się do produkcji frezów do tokarek szybkoobrotowych. Czysty wolfram ma najwyższą temperaturę topnienia spośród metali (3370°C), dlatego wykorzystuje się go do wytwarzania włókien żarówek. Węglik wolframu charakteryzuje się bardzo dużą twardością i odpornością na ciepło i jest głównym składnikiem stopów ogniotrwałych.

72. Tlen

Tlen odkrył szwedzki chemik K.V. Scheele w latach 1769-1770. i angielski chemik DJ Priestley w 1774 r

Będąc w naturze. Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem w przyrodzie. Jego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi 47,00% wagowych. W stanie wolnym występuje w atmosferze (około 23% wag.), wchodzi w skład wody (88,9%), wszystkich tlenków tworzących skorupę ziemską, soli zawierających tlen, a także wielu substancji organicznych roślinnych. i pochodzenia zwierzęcego.

JEŻ (anabasis), rodzaj wieloletnich ziół lub półkrzewów z rodziny komosowatych. OK. 30 gatunków, w Centrum. Azja, na południu Europy, na północy. Afryce, ale głównie w śr. Azja. Niektóre gatunki stanowią pokarm dla wielbłądów i owiec. Czasami niektóre gatunki z rodziny zbóż (paizu, proso kurze) nazywane są również trawą podwórkową.

NILSBOHRIUM (łac. Nielsbohrium), Ns, sztucznie uzyskany radioaktywny pierwiastek chemiczny V gr. układ okresowy, liczba atomowa 105. Najbardziej stabilny izotop to 262Ns (okres półtrwania 40 s). Uzyskany w 1970 roku w ZSRR i USA. Nazwany za sugestią radzieckich fizyków na cześć Nielsa Bohra; Amerykańscy naukowcy zaproponowali nazwę „ganium” na cześć O. Gana. Nazwa nie została sfinalizowana.

KOKOV Walerij Mukhamedowicz (ur. 1941), rosyjski mąż stanu, prezydent Republiki Kabardyno-Bałkarskiej (1993). W latach 1990-91 przewodniczący Rady Najwyższej Kabardyno-Bałkarskiej Autonomicznej Socjalistycznej Republiki Radzieckiej, w latach 1991-92 pierwszy wiceprezes Rady Ministrów Republiki Kabardyno-Bałkarskiej. W latach 1993-95 zastępca Rady Federacji Zgromadzenia Federalnego Federacji Rosyjskiej, od 1995 członek Rady Federacji. W 1997 został wybrany na prezydenta na drugą kadencję.

Tlen, siarka, selen, tellur i polon tworzą główną podgrupę szóstej grupy układu okresowego i są pierwiastkami p. Ich atomy mają sześć elektronów na zewnętrznym poziomie elektronowym, a ogólną konfigurację elektronową zewnętrznej warstwy elektronowej można wyrazić wzorem: ns2np4. W tabeli podano wzory elektroniczne atomów i niektóre stałe fizyczne.

konfiguracja elektronowa atomu	średnia masa atomowa	pozorny promień neutralnego atomu, A	powinowactwo elektronowe, eV	względny elektro negatywne	pozorny promień jonów

Z danych tabelarycznych wynikają następujące wnioski:

1. Pozorne promienie atomów obojętnych i jonów ujemnych prawidłowo rosną wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka.

2. Wartość względnej elektroujemności maleje wraz ze wzrostem pozornych promieni atomów obojętnych. W konsekwencji od tlenu do polonu właściwości utleniające słabną, a właściwości redukujące atomów obojętnych rosną. Najsilniejszym utleniaczem spośród tych pierwiastków jest tlen:

O – S – Se – Te – Po

Wzmocnienie właściwości oksydacyjnych

3. Wraz ze wzrostem numerów seryjnych pierwiastków obserwuje się stopniowe osłabienie właściwości niemetalicznych i wzrost właściwości metalicznych.

Rozkład elektronów walencyjnych dla pierwiastków p szóstej grupy po orbitali atomowych ma postać:

dla tlenu

dla siarki, selenu, telluru i polonu

Obecność sześciu elektronów na zewnętrznej warstwie kwantowej charakteryzuje zdolność rozpatrywanych pierwiastków do wykazywania ujemnego stopnia utlenienia 2–. Wszystkie pierwiastki są zdolne do tworzenia ujemnie naładowanych jonów o ładunku 2–. Tendencja do tworzenia ujemnie naładowanych jonów E-2 słabnie od tlenu do polonu.

Atom tlenu nie ma podpoziomu d. Dlatego też, dzięki obecności dwóch niesparowanych p-elektronów, atom tlenu może tworzyć dwa wiązania chemiczne z atomami innych pierwiastków. Z tego jasno wynika, że związki utworzone przez tlen z pierwiastkami jednowartościowymi mają wzór E2O. Ponadto atom tlenu może tworzyć wiązanie poprzez mechanizm donor-akceptor.

Atom tlenu może pełnić rolę donora – ze względu na niewspółdzieloną parę elektronów, którą posiada np. podczas tworzenia jonu hydroniowego (H2O + H+ = H3O+) oraz jako akceptor – ze względu na wolny orbital powstający po wzbudzeniu poprzez sparowanie dwóch niesparowanych elektronów (co obserwuje się np. w cząsteczce kwasu azotowego // O

N – O – N.

W zależności od charakteru atomu, z którym oddziałuje tlen, stopień jego utlenienia może być różny:

2(H2O); -1(H2O2); 0(O2); +1(O2F2); +2(OF2).

Atomy siarki, selenu, telluru i polonu mają wolny podpoziom d. Kiedy te atomy są wzbudzone, ich elektrony mogą przemieszczać się na wolne orbitale d i dlatego pierwiastki te wykazują następujące stopnie utlenienia: -2, +2, +4, +6.

Proste substancje.

Cechą tej grupy jest wieloatomowy charakter cząsteczek prostych substancji En, gdzie 2 ≤ n ≤ ∞.

	tlen
skład cząsteczek		S8 (pokój t°)	Se8; Se∞ (pokój t°)	Te∞(pokój t°) Te2(>1400°C)
modyfikacje alotropowe	O2 (tlen)	rombowy (poniżej 95,6°C) Jednoskośny (powyżej 95,6°C) amorficzny (plastikowy)	czerwony (krystaliczny metal (szary) amorficzny	metal amorficzny	α - zmodyfikowany β-modyfikowany
ρ, gęstość g/cm3			4,82 (metal)	6,25 (metal)
temperatura topnienia°C
temperatura wrzenia °C
przewaga pierwiastków	Clarka – 49% Litosfera-47,3% powietrze -23,1%

Z danych przedstawionych w tabeli można wyciągnąć następujące wnioski:

1. Cząsteczki prostych substancji utworzone przez atomy pierwiastków p grupy VI są wieloatomowe.

2. Wszystkie pierwiastki charakteryzują się obecnością modyfikacji alotropowych.

3. Temperatury wrzenia i topnienia (z wyjątkiem polonu), ich gęstości rosną wraz ze wzrostem numeru seryjnego.

Siarka była znana już przed 5000 rokiem p.n.e. mi.

Tlen został odkryty czterokrotnie: w 1772 r. przez Scheele (HgO), w 1774 r. przez Pierre'a Bayena z Priestley (kalcynowany Pb3O4 - otrzymał PbO i O2), Lavoisier nadał nazwę tlenowi i ustalił, że jest on częścią powietrza.

Tellur (ziemia) – 1798 Klaproth.

Selen (księżyc) – 1817 Berzelius znaleziony w szlamie

Polon - 1898 odkryty przez Marię Curie - Skladowską i nazwany na cześć jej ojczyzny (Polska).

Tlen

Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem na Ziemi (58,0 ułamków molowych). Jego wielka aktywność chemiczna i przewaga ilościowa w dużej mierze determinują formy istnienia wszystkich pozostałych pierwiastków na Ziemi. Najpopularniejszymi naturalnymi związkami tlenu są H2O, SiO2, krzemiany i glinokrzemiany. W powietrzu tlen występuje w stanie wolnym i stanowi 20,99% (obj.). W górnych warstwach atmosfery tlen występuje w postaci gazu – ozonu (O3). Warstwa ozonowa zatrzymuje twarde promieniowanie słoneczne, które przy długotrwałym kontakcie z organizmami żywymi jest dla nich śmiertelne.

Naturalny tlen składa się z trzech stabilnych izotopów: 16O (99,795%), 17O (0,037%) i 18O (0,204%). Dodatkowo otrzymano trzy izotopy promieniotwórcze, których czas życia jest znikomy.

Pod względem względnej elektroujemności (REO = 3,5) tlen ustępuje jedynie fluorowi. Tlen tworzy związki z prawie wszystkimi pierwiastkami, z wyjątkiem helu, neonu i argonu. W związkach z innymi pierwiastkami, oprócz wspomnianych już stopni utlenienia (-2, -1, +1, +2), tlen wykazuje stopień utlenienia +4 w ozonie.

Dla tlenu znane są dwie modyfikacje alotropowe: 1) O2 – tlen; 2) O3 – ozon.

Najbardziej stabilną cząsteczką dwuatomową jest tlen (O2). Kolejność wiązań w tej cząsteczce wynosi 2. Z diagramu energii wynika, że tlen jest substancją paramagnetyczną (cząsteczka ma dwa niesparowane elektrony). Stanowisko to w pełni potwierdza doświadczenie. Energia dysocjacji cząsteczki O2 wynosi 494 kJ/mol, co wskazuje na jej wystarczającą stabilność. Aktywność chemiczną cząsteczki tlenu tłumaczy się obecnością niesparowanych elektronów w antywiążących orbitali π. W normalnych warunkach O2 jest bezbarwnym gazem. Ciekły tlen ma kolor niebieski. Kryształy stałego tlenu mają kolor jasnoniebieski i wyglądają jak śnieg. Tlen jest nieco cięższy od powietrza (nabiał = 1,105). Tlen rozpuszcza się w wodzie w bardzo małych ilościach. W każdym stanie stałym tlen jest przyciągany przez magnes.

Uzyskanie tlenu

W przemyśle tlen otrzymywany jest z ciekłego powietrza w drodze elektrolizy wody, jako produkt uboczny przy produkcji wodoru o wysokiej czystości.

W laboratorium tlen otrzymuje się z rozkładu termicznego związków bogatych w tlen (KМnO4, KСlO3, KNO3 itp.).

Na przykład: 2КMn+7O4-2 t° → К2Мn+6О4 + Mn+4О2 + О20

Reakcje takie należą do wewnątrzcząsteczkowych reakcji utleniania i redukcji.

Właściwości chemiczne

Pod względem reaktywności O2 ustępuje jedynie halogenom. Jego aktywność chemiczna wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. O2 oddziałuje z prawie wszystkimi pierwiastkami chemicznymi, z wyjątkiem halogenów, gazów szlachetnych i metali szlachetnych (srebro, złoto, platyna). Czasami interakcji zapobiega warstwa tlenku na powierzchni utlenionej substancji.

Szybkość reakcji utleniania zależy od charakteru utlenianej substancji, temperatury, katalizatora itp. Większość reakcji utleniania ma charakter egzotermiczny, np.:

C + O2 → CO2 ΔΗ = -382,5 kJ/mol

2H2 + O2 → 2H2O ΔΗ = -571,7 kJ/mol

Zastosowanie tlenu

Większość tlenu wytwarzanego przez przemysł jest zużywana w metalurgii żelaza w celu intensyfikacji wytapiania żelaza i stali. Tlen jest szeroko stosowany w przemyśle petrochemicznym
przemysł" href="/text/category/himicheskaya_i_neftehimicheskaya_promishlennostmz/" rel="bookmark">przemysł chemiczny do produkcji kwasów siarkowego i azotowego, olejów smarowych itp. Zmieszany z acetylenem O2 używany jest do spawania i cięcia metali (temperatura płomienia ok. 3200°C). Ciekły tlen jest stosowany w rakietach i górnictwie.

Ozon

Ozon (O3) jest drugą alotropową modyfikacją tlenu. Jest to niebieski gaz o ostrym zapachu (temperatura wrzenia -112°C, temperatura topnienia -193°C). Ciekły ozon jest ciemnoniebieską cieczą. Stały ozon jest czarny. Ozon jest wysoce toksyczny i wybuchowy. Powstawaniu cząsteczek ozonu towarzyszy absorpcja energii:

https://pandia.ru/text/78/050/images/image014_50.gif" szerokość="50" wysokość="51 src=">O

https://pandia.ru/text/78/050/images/image017_44.gif" szerokość="38" wysokość="38"> 126 Ǻ 116,5°

Ozon powstaje w wyniku działania cichego wyładowania elektrycznego na tlen. Niewielka ilość ozonu powstaje w procesach, którym towarzyszy uwolnienie tlenu atomowego (radioliza wody, rozkład nadtlenków itp.). W warunkach naturalnych ozon powstaje z tlenu atmosferycznego podczas wyładowań atmosferycznych oraz pod wpływem promieni ultrafioletowych pochodzących ze słońca. Maksymalne stężenie ozonu powstaje na wysokości ≈ 25 km. „Pas ozonowy” odgrywa kluczową rolę w zapewnieniu życia na Ziemi, gdyż blokuje szkodliwe dla organizmów żywych promieniowanie ultrafioletowe oraz pochłania promieniowanie podczerwone z Ziemi, zapobiegając jej wychłodzeniu.

Ozon jest bardziej aktywnym utleniaczem niż tlen. Przykładowo już w normalnych warunkach utlenia wiele metali i innych substancji

2Ag + O3 → Ag2O + O2

PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2

Reakcje z nim związane zwykle powodują powstanie tlenu. Ozon reaguje z wieloma substancjami w warunkach, w których tlen pozostaje obojętny. Zatem reakcja O3 + 2KI + H2O = I2 + 2KOH + O2 zachodzi ilościowo i może być wykorzystana do ilościowego oznaczania ozonu.

Ponadto znane są reakcje, w których cząsteczka ozonu uczestniczy ze wszystkimi trzema atomami tlenu, np. KI + O3 → KIO3.

3SnCl2 + O3 + 6HCl = 3SnCl4 + 3H2O.

Zastosowanie ozonu wynika z jego właściwości utleniających. Stosowany jest jako środek dezynfekujący i bakteriobójczy, do oczyszczania wody, w przemyśle spożywczym itp.

Nadtlenki

Nadtlenki to związki tlenu, w których atomy tlenu są bezpośrednio ze sobą związane. Zatem w strukturze nadtlenków występuje grupa –O–O–, nazywana jest jonem nadtlenkowym.

Jony nadtlenkowe i ponadtlenkowe powstają w wyniku połączenia elektronów z cząsteczką O2

O20+e → O2- - ponadtlenek

O20+2e → 2O2- -nadtlenek

Para O2 Para O2 O22-średnica -

spadek stabilności

Związki zawierające jon ponadtlenkowy (O2-) nazywane są ponadtlenkami, na przykład KO2. Obecność w nich niesparowanego elektronu determinuje ich paramagnetyzm. Jon nadtlenkowy (O2-2) nie ma niesparowanych elektronów i dlatego jest jonem diamagnetycznym. W nadtlenkach atomy tlenu są połączone ze sobą jednym wiązaniem dwuelektronowym. Tworzenie się nadtlenków jest typowe dla metali aktywnych (alkalia, ziemia alkaliczna). Nadtlenek wodoru (H2O2) ma największe znaczenie praktyczne.

Cząsteczka H2O2 jest polarna (μ=0,70∙10-29 C∙m.). Obecność wiązań wodorowych powoduje dużą lepkość nadtlenku wodoru. Ze względu na połączenie cząsteczek H2O2 w normalnych warunkach jest cieczą (tmelt = -0,410C, tbp = 1500C). Nadtlenek wodoru łatwo rozkłada się na wodór atomowy i tlen, H2O2=t H2+O2

rozpuszczalny w wodzie, wodny roztwór H2O2 jest słabym kwasem. Stała dysocjacji Kg(H2O2)=2,24∙10-12

Nadtlenek wodoru można otrzymać ogólną metodą wytwarzania słabych kwasów (wypieranie słabego kwasu z jego soli mocniejszym kwasem)

BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4↓

W przemyśle nadtlenek wodoru wytwarza się poprzez elektrochemiczne utlenianie kwasu siarkowego w niskiej temperaturze na anodzie platynowej.

H2 O2 w OVR

Tlenowi w nadtlenku wodoru przypisuje się stopień utlenienia –1 (ten stopień utlenienia jest pośredni w stosunku do tlenu). Dlatego może być zarówno środkiem utleniającym, jak i reduktorem. Podczas redukcji H2O2 powstaje woda lub OH-, np.:

2KJ+H2O2+H2SO4=J2+K2SO4+2H2O

PbS+H2O2=PbSO4+H2O

2K3+3H2O2=2K2CrO4+2KOH+8H2O

W takich przypadkach zachodzi proces: Utleniacz H2O2

Nadtlenek wodoru w interakcji z silnymi utleniaczami wykazuje właściwości reduktora.

5H2O2+2KMnO4+3H2SO4→5O20+2MnSO4+K2SO4+8H2O

Reakcję tę wykorzystuje się w analizie chemicznej do ilościowego określenia zawartości nadtlenku wodoru w roztworze.

Aplikacja:

3% roztwór w medycynie jako środek antyseptyczny,

roztwór 6%-12% – do rozjaśniania włosów,

więcej niż 30% stęż. w przemyśle chemicznym.

Siarka

Ogólna charakterystyka siarki. W przeciwieństwie do tlenu, siarka ma wolne orbitale 3d w swojej zewnętrznej warstwie kwantowej.

Siarka może mieć następujące stopnie utlenienia:

2 (H2S, H2S2O3 i siarczki, tiosiarczan sodu Na2S2O3 · 5H2O, gdzie jeden atom siarki ma stopień utlenienia –2, a drugi +6.;

2 (S2Cl2, 3SO → SO2 + S2O)

4 (SO2, H2S+4O3, jego sole);

6 (SO3, H2SO4, jego sole, H2S2O7 kwas pirosiarkowy)

H2SO5-kwas peroksomonosiarkowy

H2S2O8-kwas nadtlenodisiarkowy

Siarka jest typowym niemetalem (oeo = 2,5), jest chemicznie aktywna i łączy się bezpośrednio z prawie wszystkimi pierwiastkami, z wyjątkiem azotu, jodu, złota, platyny i gazów szlachetnych. Występuje w przyrodzie zarówno w stanie wolnym (siarka rodzima), jak i w postaci różnych związków.

Siarka rodzima jest rzadka; najpowszechniejszymi minerałami są siarczki (FeS2, CuS, ZnS, Sb2S3, AgS) oraz związki siarczanowe (CaSO4 · 2H2O, BaSO4, MgSO4 · 7H2O, Na2SO4 · 10H2O), SO2, H2S – zawierają gazy wulkaniczne. Ponadto siarka wchodzi w skład białek roślinnych i zwierzęcych oraz związków występujących w oleju. We wszystkich stanach stałych i ciekłych siarka jest diamagnetyczna.

Proste substancje

Siarka występuje w kilku modyfikacjach alotropowych. W temperaturze pokojowej żółta rombowa siarka (α-S) jest stabilna i składa się z bardzo małych kryształów. Duże kryształy tej postaci można otrzymać poprzez powolną krystalizację siarki z roztworu siarki w dwusiarczku węgla. Okazują się prawidłowo przycięte i przezroczyste.

Drugą modyfikacją alotropową są jednoskośne kryształy siarki (β-S) w kształcie igieł.

Alotropowe modyfikacje α- i β-siarki składają się z cząsteczek S8, które mają cykliczną strukturę „zębatą”.

W siarki rombowej pierścienie są oddalone od siebie o 3,3 µ. Są one ze sobą powiązane siłami van der Waalsa. Ta modyfikacja nie przewodzi ciepła ani prądu.

Różnica we właściwościach fizycznych siarki rombowej i jednoskośnej nie wynika z różnych składów molekularnych (obie składają się z S8), ale z różnych struktur krystalicznych.

Istnieją inne alotropowe modyfikacje siarki, które powstają pod wpływem zmian temperatury. Zmiana ciśnienia daje również różne formy alotropowe.

Wraz ze wzrostem temperatury siarka zmienia kolor w miarę zmniejszania się długości łańcucha:

600°C 900°C 1500°C

pomarańczowy czerwony żółty

Najbardziej stabilną modyfikacją jest modyfikacja rombowa; wszystkie inne modyfikacje spontanicznie się w nią przekształcają.

Siarka jest dobrze rozpuszczalna w rozpuszczalnikach organicznych, szczególnie w dwusiarczku węgla i benzenie (34%, t = 25°C).

Właściwości chemiczne siarki

Siarka jest bardzo aktywnym pierwiastkiem. Wchodząc w interakcję z silniejszymi utleniaczami (O2, CI2 itp.) może oddawać swoje elektrony, czyli być czynnikiem redukującym:

S + Cl2 ↔ SCl2 (S2Br2, S2Cl2)

S0 - 4ē → S+4

2O0 + 4ē → 2O-2

P4 + xS ↔P4Sx x ~ 3, x~ 7

Siarka po stopieniu lub podgrzaniu reaguje z prawie wszystkimi metalami, tworząc związki niestechiometryczne (wykazuje właściwości utleniacza).

Hg0 + S0 = Hg+2S-2

Siarka reaguje z większością metali po podgrzaniu i z rtęcią w temperaturze pokojowej. Dlatego rozlaną rtęć pokrywa się siarką w celu dezynfekcji pomieszczenia z oparów rtęci.

Siarka jest również podatna na reakcje dysproporcjonowania. Na przykład, gdy sproszkowaną siarkę gotuje się w roztworze alkalicznym, zachodzi reakcja

S0 + 2S0 +6NaOH = Na2+4SO3 + 2Na2S-2 + 3H2O

Siarka reaguje z kwasami

S + 2H2SO4(stęż.) = 3SO2 + 2H2O

S + 6HNO3(stęż.) = H2SO4 + 6NO2 +2H2O

Otrzymywanie siarki

W przemyśle siarkę uzyskuje się poprzez oddzielenie jej od skały płonnej za pomocą gorącej wody pod wysokim ciśnieniem. Siarkę otrzymuje się metodami chemicznymi w następujący sposób:

1. Z gazów odlotowych z pieców hutniczych i koksowniczych

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

2. Z naturalnych siarczanów poprzez kalcynację węglem (proces przebiega w kilku etapach)

CaSO4 + 4C = 4CO + CaS

CaS + HOH + CO2 = CaCO3 + H2S

Siarkowodór spala się:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Zastosowanie siarki

Siarka wykorzystywana jest do produkcji organicznych barwników siarkowych (CS2), dwusiarczku węgla, do produkcji włókien sztucznych, materiałów wybuchowych oraz w procesach produkcji kwasu siarkowego.

Jako środki redukujące stosuje się siarczyny i wodorosiarczyny. Podsiarczyn wapnia Ca(HSO3)2 wykorzystuje się do produkcji celulozy.

Związki siarki o stopniu utlenienia +6

Siarka wykazuje stopień utlenienia +6 w związkach z tlenem i halogenami. Najbardziej typowym związkiem jest trójtlenek siarki SO3. W cząsteczce SO3 siarka znajduje się w stanie hybrydyzacji sp2. Cząsteczka jest płaskim trójkątem. ∟O-S-O = 120°; cząsteczka jest niepolarna (μ = 0).

W cząsteczce SO3 na każde wiązanie 3σ przypada 3π wiązań. Cząsteczka jest silna, ale mniej niż SO2. Cząsteczka SO3 łatwo polimeryzuje. W normalnych warunkach SO3 jest cieczą (temperatura wrzenia 44,8˚C), która krzepnie w przezroczystą masę (temperatura topnienia 16,8°C). SO3 jest typowym tlenkiem kwasowym i silnie reaguje z tlenkami zasadowymi. SO3 reaguje energicznie z wodą, tworząc kwas siarkowy i uwalniając dużą ilość ciepła.

SO3 + H2O = H2SO4, ΔH = -87,8 kJ

SO3 stosuje się jako środek sulfonujący w syntezie organicznej, jako środek odwadniający przy produkcji HNO3, do wytwarzania oleum itp.

Kwas Siarkowy

H2SO4 jest mocnym kwasem dwuzasadowym. Jest pochodną tetraoksosiarczanu (VI) – 2-jonu. W jonie 2- siarka znajduje się w stanie hybrydyzacji sp3 (4 wiązania σ + wiązania 2π). Jon 2- ma kształt foremnego czworościanu. Długość wiązania SO wynosi 1,49 Å. To połączenie jest mocne.

H2SO4 jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, a w wyniku tworzenia się hydratów o składzie H2SO4·H2O, H2SO4·2H2O, H2SO4·4H2O wydziela się duża ilość ciepła. W związku z tym przygotowując roztwory H2SO4, kwas należy ostrożnie wlewać do wody cienkim strumieniem, a nie odwrotnie. Stężony H2SO4 energetycznie przyciąga wilgoć i dlatego służy do suszenia gazów. Wyjaśnia to również zwęglenie wielu związków organicznych (węglowodanów).

C12H22O11 + H2SO4 = 12C + H2SO4∙11H2O

Stężony kwas siarkowy może absorbować SO3 w dużych ilościach, tworząc kwas pirosiarkowy H2S2O7. Takie rozwiązania nazywane są oleum. W oleum panuje równowaga H2SO4 + SO3 H2S2O7.

Kwas siarkowy tworzy dwa rodzaje soli: średnią (siarczany) Me2+1SO4 i kwaśną (wodorosiarczany) Me+1HSO4. Większość siarczanów jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Do trudno rozpuszczalnych siarczanów zaliczają się Ba(II), Ca(II), Sr(II), Pb(II).

Tworzenie się trudno rozpuszczalnego białego osadu BaSO4 jest reakcją analityczną na jon siarczanowy.

SO42- + Ba2+ = BaSO4 (biały krystaliczny osad)

BaSO4 jest nierozpuszczalny w kwasie solnym.

Niektóre siarczany zawierające wodę krystalizacyjną nazywane są witriolem. Do tych ostatnich zaliczają się CuSO4·5H2O (siarczan miedzi – niebieski), FeSO4·7H2O (siarczan żelaza – kolor zielony).

Wśród soli kwasu siarkowego interesujące są krystaliczne hydraty jego soli podwójnych - ałun o wzorze ogólnym Me2+1SO4 Me2(SO4)3·24H2O, gdzie Me+1(Na, K,NH4 itd.), Me+3 (Al, Cr, Fe, Co itp.).

Najbardziej znane to: ałun glinowo-potasowy KAl(SO4)2·12H2O, ałun chromowo-potasowy KCr(SO4)2·12H2O, ałun żelazowo-amonowy (NH4)2·Fe2(SO4)3·24H2O. Ałun stosowany jest jako garbnik w przemyśle skórzanym, jako zaprawa przy barwieniu tkanin, w medycynie itp.

FunkcjonowaćS (VI) w reakcjach redoks

Stopień utlenienia +6 jest najwyższy dla siarki, dlatego S+6 działa w reakcjach redoks tylko jako środek utleniający.

Właściwości utleniające siarki (+6) występują jedynie w stężonym kwasie siarkowym. W rozcieńczonym kwasie siarkowym środkiem utleniającym jest proton H+. Stężony kwas siarkowy jest dość silnym utleniaczem. Utlenia niemetale (C, S, P) do wyższych tlenków.

S+2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 +2H2O

HBr i HI są redukowane kwasem siarkowym do wolnych halogenów

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

2HBr +H2SO4 = Br2 + SO2 +2H2O

Stężony kwas siarkowy utlenia wiele metali (z wyjątkiem złota i platyny). Stężony kwas siarkowo-żelazowy jest pasywowany i dlatego może być transportowany w stalowych butlach. Produktami redukcji stężonego kwasu siarkowego mogą być różne związki siarki. Sekwencyjne serie redukcji kwasu siarkowego

H2S+6O4 → S+2O2 → S0 → H2S-2

Charakter produktów redukcji będzie zależał od aktywności metalu: im bardziej aktywny metal, tym głębsza redukcja siarki (VI).

5H2SO4conc + 4Mg = 4MgSO4 + H2S+ 4H2O

2H2SO4conc + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4conc = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Gdy rozcieńczony kwas siarkowy działa na metale, produktem redukcji jest H2 i tylko metale w szeregu elektrochemicznym aż do wodoru rozpuszczają się w rozcieńczonym kwasie siarkowym.

H2SO4rozpuszczony + Zn = ZnSO4 + H2

3Zn + 4H2SO4dil = S↓ + 3ZnSO4 + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 bardzo rozcieńczony = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O

Wytwarzanie kwasu siarkowego

Istotą przemysłowej metody wytwarzania kwasu siarkowego jest utlenianie dwutlenku siarki SO2 do trójtlenku siarki SO3 i jego przemiana w kwas siarkowy. Schemat produkcji można przedstawić w następujący sposób:

FeS2 SO2 SO3 H2SO4

Proces ten odbywa się na dwa sposoby: kontaktowy i podtlenkowy. W metodzie kontaktowej wytwarzania kwasu siarkowego jako katalizator utleniania SO2 stosuje się bezwodnik wanadu V2O5 z dodatkiem K2SO4 lub PbSO4. W metodzie azotawej wytwarzania kwasu siarkowego katalizatorem przyspieszającym utlenianie SO2 do SO3 jest tlenek azotu NO.

Zastosowanie kwasu siarkowego

Kwas siarkowy jest jednym z najważniejszych produktów podstawowego przemysłu chemicznego. Większość związków chemicznych otrzymuje się przy bezpośrednim lub pośrednim udziale kwasu siarkowego. Kwas siarkowy znajduje szerokie zastosowanie w produkcji nawozów mineralnych.

Służy do otrzymywania wielu kwasów i soli mineralnych, znajduje zastosowanie w syntezie organicznej, przy produkcji materiałów wybuchowych, barwników, w przemyśle tekstylnym, skórzanym i innych.

Kwasy nadtlenosiarkowe to kwasy siarkowo-tlenowe charakteryzujące się obecnością grupy nadtlenkowej – O-O. Dobrze znane są dwa nadtlenokwasy siarki: peroxomonosulfur H2SO5 i peroxodisulfur H2S2O8.

Kwas nadtlenkowy (kwas karo) H2SO5 jest nadtlenkową formą kwasu siarkowego

H – O – O – S – O – H

H2SO5 jest jednym z mocnych kwasów jednozasadowych. Podobnie jak nadtlenek wodoru jest niestabilny i jest bardzo silnym utleniaczem.

2KI + H2SO5 = K2SO4 + I2 + H2O

H2SO5 otrzymuje się jako utleniacz w syntezie organicznej. Kwas nadtlenodisiarkowy H2S2O8 ma strukturę

H – O – S – O – O – S – O – H

Należy także do pochodnych nadtlenku wodoru i jest bardzo silnym utleniaczem (może utleniać Cr+3 → Cr+6, Mn+2 → Mn+7, 2I - → I0)

2KI + H2S2O8 = 2KHSO4 + I2

H2SO5 i H2S2O8 hydrolizują tworząc nadtlenek wodoru i dlatego są wykorzystywane do przemysłowej produkcji roztworów H2O2

H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2

Tiokwasy siarkowe

Tiokwasy są pochodnymi kwasów tlenowych, w których część lub wszystkie atomy tlenu zastąpiono siarką. Sole tiokwasów nazywane są tiosolami. Przykładem tiokwasów jest kwas tiosiarkowy H2S2O3 będący pochodną kwasu siarkowego, w którym jeden atom tlenu zastąpiono atomem siarki. Jego wzór strukturalny ma postać

Na2SO3S-2 + 4Cl2 + 5H2O = 2H2SO4 + 6HCl + 2NaCl

Na2S2O3 + Cl2 + H2O = S↓ + Na2SO4 + 2HCl.

Kiedy tiosiarczan oddziałuje ze słabymi utleniaczami (I2, Fe3+ i inne), powstaje jon tetrationianowy S4O62-. Do wykrywania jonów tiosiarczanowych wykorzystuje się reakcję pomiędzy tiosiarczanem sodu i solami żelaza (III). Reakcja przebiega w następujący sposób

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

2FeCl3 + 2Na2S2O3 = 2FCl2 + Na2S4O6 + 2NaCl

Gdy zachodzi ta reakcja, tworzy się związek pośredni o barwie ciemnofioletowej - Cl. Jest to niestabilny kompleks Fe3+, który szybko rozkłada się w wyniku wewnątrzcząsteczkowej reakcji utleniania-redukcji według schematu

2+ = 2Fe2+ + S4O62-

W takim przypadku kolor znika.

Ponadto H2S2O3 charakteryzuje się reakcjami zachodzącymi poprzez mechanizm wewnątrzcząsteczkowego utleniania-redukcji

H2S2O3 = H2+4SO4 + S0

To wyjaśnia niestabilność kwasu tiosiarkowego. Tiosiarczan sodu stosowany jest w fotografii (utrwalacz), w przemyśle tekstylnym i medycynie.

Łączenie ich charakteru

O3 to alotropowy rodzaj wymiany tlenu, otrzymywany z tlenu za pomocą tzw. ozonizatora 3O2 = 2O3 – gazu niebieskiego.

Uzupełnij równania.

Woda - H2O - słaby elektrolit, czysta woda, bezbarwna, bezwonna ciecz, temperatura wrzenia - 1000, temperatura krzepnięcia - 00C, gęstość 1 g/ml. Występuje w trzech stanach skupienia. Wodę oczyszcza się poprzez sublimację w destylatorze; powstałą wodę nazywa się wodą destylowaną.

Tlenek siarki (IV) – SO2 – o ostrym, duszącym zapachu, bezbarwny gaz.

Po rozpuszczeniu w wodzie powstaje kwas siarkawy: SO2 + H2O= H2SO3

VI-SO3-dwutlenek siarki jest bezbarwną cieczą. Podczas interakcji z wodą powstaje kwas siarkowy.

Kwas Siarkowy

H2SO4 jest bezbarwną, dobrze rozpuszczalną cieczą w wodzie.

Wyświetl zawartość dokumentu
„Ogólna charakterystyka niemetali. Elementy grupy VI A »

Scenariusz lekcji nr 15

Data Temat chemia Grupa

PEŁNE IMIĘ I NAZWISKO. nauczyciel: Kayyrbekova I.A.

I. Temat lekcji: Ogólna charakterystyka niemetali. Elementy grupy VI A. Tlen. Woda. Siarka. Siarkowodór. Kwas siarkowy i siarczany.

Rodzaj lekcji: lekcja uczenia się nowej wiedzy

Cel:. Charakterystyka pierwiastków chemicznych grupy V I A. Potrafić opisać i udowodnić właściwości chemiczne siarki na przykładzie. Zapoznanie studentów z budową i ogólnymi właściwościami niemetali w oparciu o ich położenie w układzie okresowym budowy atomu. Poznaj sposoby otrzymywania niemetali. Potrafić podać ogólny opis niemetali na podstawie ich pozycji w PS i struktury ich atomów.

Zadania:

A) Edukacyjne: powtórzyć i usystematyzować wiedzę uczniów na temat właściwości pierwiastków chemicznych grupy szóstej, budowy atomu i zastosowania związków;

utrwalić umiejętność rozwiązywania problemów obliczeniowych za pomocą równań reakcji;

─ Edukacyjne: prowadzenie edukacji ekologicznej na lekcji chemii.

B) Rozwojowe: dalszy rozwój logicznego myślenia, umiejętności wykorzystania wiedzy teoretycznej w nowych sytuacjach;

wzmocnić umiejętność porównywania, kontrastowania, analizowania;

II. Oczekiwane rezultaty:

A) Uczniowie powinni wiedzieć: Charakterystyka pierwiastków chemicznych grupy V I A.

ɘ) Uczniowie powinni potrafić: Potrafić opisać i udowodnić na przykładzie właściwości chemiczne siarki

b) studenci muszą opanować: Zapoznanie studentów z budową i ogólnymi właściwościami niemetali ze względu na ich położenie w układzie okresowym budowy atomu

III. Metoda i techniki na każdym etapie lekcji: problem, poszukiwania, praca laboratoryjna, samodzielna praca studentów.

IV. Udogodnienia: tablica interaktywna

Podczas zajęć

I. Część organizacyjna Sprawdź obecność uczniów. Zapoznanie się z celem i zadaniami dzisiejszej lekcji. Ustalenie celu lekcji.

II. Aktualizacja podstawowej wiedzy:

A) Sprawdź swoje zeszyty

D/z 153 strona nr 2

158 strona nr 6 ćwiczenie

Zadanie Oblicz objętość gazu, która zostanie uwolniona podczas reakcji 19,5 g potasu z kwasem fosforowym -

B) Niezależna praca

ІІІ. Wyjaśnienia nowego materiałui konsolidacja nowego materiału

Plan:

Ogólna charakterystyka niemetali – pierwiastki z grupy VI A.

Należą do nich tlen, siarka, selen, tellur i polon. Polon jest metalem radioaktywnym, a reszta to chalkogeny tworzące rudy. Spośród nich szczególnie ważny jest tlen i siarka. Na ostatnim poziomie energetycznym mają 6 elektronów, najwyższy stopień utlenienia to +6, +2 jest stałe dla tlenu, najniższy to 2 dla siarki. Ogólny wzór tlenku RO 3 i związki wodoru o ogólnym wzorze RH 2

Charakterystyka	tlen		siarka
Pozycja w PS - 1 punkt	Drugi mały okres, element VI A grupy		element VI Grupa A, 3 małe kropki.
Struktura atomowa – 1 punkt	O (8p + ;8n 0)8e - 1s 2 2s 2 2p 4		S(16p + ;16n 0)16e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Będąc w naturze	Występuje w postaci związku oraz w postaci wolnej. Wchodzi w skład powietrza atmosferycznego i powstaje w wyniku fotosyntezy.		występuje w postaci złożonej i wolnej.
otrzymujący	W laboratorium: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 2KClO3 =2KCl+3O2 W przemyśle ciekły tlen uzyskuje się z powietrza.
właściwości fizyczne	Gaz bezbarwny i bezwonny		Siarka jest żółtą, stałą, krystaliczną substancją. 3 rodzaje modyfikacji alotropowych: rombowe, jednoskośne i plastyczne.
Właściwości chemiczne	Po podgrzaniu reaguje: z węglem z fosforem - tworzą tlenki. Z wodorem W t= 1500 0 C z azotem Nie reaguje bezpośrednio z halogenami. W normalnych temperaturach reaguje z aktywnymi metalami. Reaguje z metalami niskoreaktywnymi po podgrzaniu Substancje złożone spalają się i powstają tlenki tych pierwiastków. Zadanie polega na podaniu przykładów i uzupełnieniu równania reakcji maksymalnie - 8 punktów		Z prostymi substancjami: tlenem, halogenem, metalami, zasadami. Zadanie polega na uzupełnieniu równań reakcji za 4 punkty
Łączenie ich charakteru
O 3 - alotropowy rodzaj zmiany tlenu, uzyskiwany jest z tlenu za pomocą urządzenia zwanego tzw. ozonizatorem 3O 2 = 2O 3 - niebieski gaz.		Siarkowodór to trujący, bezbarwny gaz o zapachu zgniłego jajka. Podlega dysocjacji, pali się w powietrzu z kwasami. Uzupełnij równania. Otrzymywany w wyniku reakcji siarczku żelaza z rozpuszczonym kwasem solnym.
Woda - H 2 O - słaby elektrolit, czysta woda, bezbarwna, bezwonna ciecz, temperatura wrzenia - 100 0, temperatura krzepnięcia - 0 0 C, gęstość 1 g / ml. Występuje w trzech stanach skupienia. Wodę oczyszcza się poprzez sublimację w destylatorze; powstałą wodę nazywa się wodą destylowaną. W zwykłych temperaturach reaguje z aktywnymi metalami, tlenkami zasadowymi i kwasowymi. A także z niektórymi solami, co powoduje powstawanie krystalicznych hydratów.		Tlenek siarki (IV) - SO 2 - o ostrym, duszącym zapachu, bezbarwny gaz. Po rozpuszczeniu w wodzie powstaje kwas siarkawy: SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 Otrzymywany przez spalanie siarki w powietrzu lub spalanie pirytu. VI- SO 3 - dwutlenek siarki jest bezbarwną cieczą. Podczas interakcji z wodą powstaje kwas siarkowy.
Kwas Siarkowy
H 2 SO 4 jest bezbarwną, dobrze rozpuszczalną cieczą w wodzie. Stosowany do produkcji kwasu solnego, fluorowodorowego, azotowego i fosforowego. Rozpuszczony kwas reaguje z metalami do N. Kwas stężony - reaguje z metalami, niemetalami

Mocowania: 177 strona nr 12upr

D/z 153 strona nr 2, 158 strona nr 6 egz., Streszczenie Rola tlenu w przyrodzie. Zastosowanie tlenu

Tlen w swoich związkach zwykle wykazuje wartościowość dwa. Ale w zasadzie może być również czterowartościowy, ponieważ tlen ma 2 niesparowane elektrony i 2 wolne pary elektronów na warstwie zewnętrznej. Ale ponieważ atom tlenu jest mały, maksymalna wartościowość tlenu wynosi trzy, ponieważ wokół niego mogą zmieścić się tylko trzy atomy wodoru.

Pliki: 1 plik

Ogólna charakterystyka elementów podgrupy VI A

Ponieważ atomy pierwiastków grupy VI-A zawierają sześć elektronów na warstwie zewnętrznej, mają one tendencję do wypełniania elektronami zewnętrznego poziomu energetycznego i charakteryzują się tworzeniem anionów E2-. Atomy rozpatrywanych pierwiastków (z wyjątkiem polonu). nie mają skłonności do tworzenia kationów. Tlen i siarka to typowe niemetale, przy czym tlen jest jednym z najbardziej elektroujemnych pierwiastków (ustępując jedynie fluorowi). Polon jest srebrzystobiałym metalem, który właściwościami fizycznymi przypomina ołów, a właściwościami elektrochemicznymi - metale szlachetne. Selen i tellur zajmują pozycję pośrednią między metalami i niemetalami; są półprzewodnikami. Pod względem właściwości chemicznych są one bliższe niemetalom. Tlen, siarka, selen i tellur są zgrupowane razem jako „chalkogeny”, co w tłumaczeniu z języka greckiego oznacza „wytwarzanie rud”. Pierwiastki te występują w licznych rudach. Od tlenu po tellur zawartość pierwiastków na Ziemi gwałtownie spada. Polon nie ma stabilnych izotopów i występuje w rudach uranu i toru jako jeden z produktów rozpadu radioaktywnego uranu.

Tlen i jego związki

Właściwości tlenu. Tlen O2 jest gazem bezbarwnym, bezwonnym i pozbawionym smaku. Słabo rozpuszczalny w wodzie: w temperaturze 20°C około 3 objętości tlenu rozpuszczają się w 100 objętościach wody. Ciekły tlen ma jasnoniebieski kolor i jest przyciągany przez magnes, ponieważ jego cząsteczki są paramagnetyczne i mają dwa niesparowane elektrony. Energia wiązania w cząsteczce O2 wynosi 493 kJ/mol, długość wiązania wynosi 0,1207 nm, a rząd wiązań w cząsteczce wynosi dwa. W przyrodzie tlen występuje w postaci trzech izotopów 16O, 17O, 18O oraz w postaci dwóch alotropowych modyfikacji tlenu O2 i ozonu O3. Powietrze zawiera około 21% wolnego tlenu.

Uzyskanie tlenu. W laboratorium tlen otrzymuje się poprzez rozkład związków bogatych w tlen: a) 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 (katalizator - MnO2) b) 2 KMnO4 = O2 + K2MnO4 + MnO2 c) H2O2 = 2 H2O + O2 ( katalizator - MnO2) d) elektroliza wodnych roztworów kwasów i zasad zawierających tlen z obojętną anodą. W przemyśle tlen uzyskuje się poprzez oddzielenie ciekłego powietrza w kolumnach destylacyjnych.

TERMODYNAMIKA CHEMICZNA

Termodynamika to nauka o wzajemnych przemianach różnych form energii i prawach tych przemian. Termodynamika opiera się wyłącznie na odkrytych eksperymentalnie, obiektywnych prawach wyrażonych w dwóch podstawowych zasadach termodynamiki.

Badania termodynamiczne:

1. Przejścia energii z jednej formy w drugą, z jednej części układu do drugiej;

2. Efekty energetyczne towarzyszące różnym procesom fizykochemicznym i ich zależność od warunków tych procesów;

3. Możliwość, kierunek i granice samoistnego występowania procesów w rozpatrywanych warunkach.

Należy zauważyć, że klasyczna termodynamika ma następujące ograniczenia:

1. Termodynamika nie uwzględnia wewnętrznej budowy ciał i mechanizmu procesów w nich zachodzących;

2. Termodynamika klasyczna bada tylko układy makroskopowe;

3. W termodynamice nie ma pojęcia „czas”.

PODSTAWOWE POJĘCIA TERMODYNAMIKI

Układ termodynamiczny to ciało lub grupa ciał oddziałujących ze sobą, mentalnie lub faktycznie odizolowanych od otoczenia.

Układ jednorodny to układ, w którym nie ma powierzchni oddzielających części układu (fazy) różniące się właściwościami.

Układ heterogeniczny to układ, w którym znajdują się powierzchnie oddzielające części układu różniące się właściwościami.

Faza to zbiór jednorodnych części układu heterogenicznego, identycznych pod względem właściwości fizycznych i chemicznych, oddzielonych od innych części układu widocznymi granicami faz.

Układ izolowany to układ, który nie wymienia materii ani energii z otoczeniem.

Układ zamknięty to układ, który wymienia energię z otoczeniem, ale nie wymienia materii.

Układ otwarty to układ, w którym następuje wymiana materii i energii z otoczeniem.

Składniki układu to pojedyncze substancje, które użyte w najmniejszej ilości wystarczą do opisania (uformowania) wszystkich faz układu. uwalnianie składników zależy od specyficznej zawartości układu i zależy od reakcji chemicznych zachodzących w układzie oraz podczas jego interakcji ze środowiskiem zewnętrznym. W złożonych układach mineralnych rolę składników pełnią zwykle tlenki lub pierwiastki.

Parametry to wielkości, których można użyć do opisania stanu systemu. Podstawowe parametry układów: temperatura (T), entropia (S), ciśnienie (p), objętość (V), masy składników (m a ...m k) i ich potencjały chemiczne (μ a ...μ k).

Parametry ekstensywne to takie, które mają właściwość addytywności (składu), tj. parametry ekstensywne zależą od masy lub liczby cząstek układu. Rozbudowane parametry obejmują objętość, entropię i masy składników. Rozbudowane parametry są czasami nazywane parametrami wydajności. Parametry intensywne lub parametry intensywności to takie, które nie zależą od masy ani liczby cząstek układu. Należą do nich temperatura, ciśnienie i potencjał chemiczny składników.

Istnieje niezwykła właściwość parametrów termodynamicznych, którą można nazwać właściwością symetrii i koniugacji. Właściwość symetrii polega na tym, że każdy proces termodynamiczny w układzie charakteryzuje się parą parametrów, z których jeden jest intensywny, drugi ekstensywny.

Pierwszą zasadą termodynamiki jest prawo zachowania energii, jedno z uniwersalnych praw natury: Energia jest niezniszczalna i niestworzona; może przechodzić z jednej formy w drugą jedynie w równych proporcjach.

Pierwsza zasada termodynamiki jest postulatem

Całkowita energia izolowanego układu jest stała;

Perpetuum mobile pierwszego rodzaju (silnik, który działa bez wydatkowania energii) jest niemożliwy.

Pierwsza zasada termodynamiki ustala związek między ciepłem Q, pracą A i zmianą energii wewnętrznej układu ΔU: Równanie 1 jest matematyczną reprezentacją pierwszej zasady termodynamiki dla skończonej wartości, równanie 2 dla nieskończenie małej zmiany stanu systemu.

Energia wewnętrzna jest funkcją stanu; oznacza to, że zmiana energii wewnętrznej ΔU nie zależy od ścieżki przejścia układu ze stanu 1 do stanu 2 i jest równa różnicy pomiędzy wartościami energii wewnętrznej U 2 i U 1 w tych stanach:

Proces izochoryczny (V = const; ΔV = 0). Pochłanianie lub uwalnianie ciepła wiąże się tylko z uwolnieniem E

Proces izotermiczny (T = const). Jest to proces quasi-statycznego rozszerzania lub ściskania substancji w kontakcie ze zbiornikiem termicznym.

Proces izobaryczny (P = const).

Proces adiabatyczny (Q = 0). Jest to proces quasi-statycznego rozprężania lub sprężania gazu w naczyniu o osłonach termoszczelnych. A=- U

ENERGIA WEWNĘTRZNA termodynamiczna. funkcja stanu układu, jego energia, określona wewnętrznie. stan : schorzenie. Energia wewnętrzna jest zasadniczo sumowana. od kinetycznego energia ruchu cząstek (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów) i energia oddziaływania. między nimi (wewnątrz- i międzycząsteczkowe).

Podczas procesu izotermicznego energia wewnętrzna gazu doskonałego nie ulega zmianie. Cała ilość ciepła przekazanego gazowi jest wykorzystywana do wykonania pracy: Q = A

Zmiana energii wewnętrznej w procesie izobarycznym: ΔU=3/2 ·v·R·ΔT.

zmiana energii wewnętrznej w stanie adiabatycznym: Q=m·C p D·T/m.

Entalpia jest wielkością proporcjonalną do ilości substancji i jest mierzona w [KJ/mol] N<0-экзотермический, Н>0 endotermiczny.

Podczas interakcji z gazami Tworzy się H2O, który może znajdować się w różnych stanach.

Standardowy stan entalpii T=298K, P=101,325kPa