Характеристика 6 групи головної підгрупи. Неметали VI групи

До головної підгрупи VI групи періодичної системи належать кисень, сірка, селен, телур та полоній. Неметалічні властивості елементів VI-А групи виражені менш яскраво, ніж у галогенів. Валентними у них є електрони ns 2 np 4 .

Кисень і сірка - типові неметали, причому кисень відноситься до електронегативних елементів (на другому місці після фтору). Полоній – метал сріблясто-білого кольору, що нагадує за фізичними властивостями свинець, а за електрохімічними властивостями – благородні метали. Селен і телур займають проміжне положення між металами та неметалами, вони є напівпровідниками. За хімічними властивостями вони стоять ближче до неметалів. Кисень, сірку, селен і телур об'єднують у групу "халькогенів", що в перекладі з грецької мови означає "руди, що породжують". Ці елементи входять до складу численних руд. Від кисню до телуру вміст елементів Землі різко падає. Полоній не має стабільних ізотопів і зустрічається в уранових та торієвих рудах, як один із продуктів розпаду радіоактивного урану.

За своїми властивостями кисень та сірка різко відрізняються один від одного, т.к. електронні оболонки попереднього енергетичного рівня побудовані в них по-різному. Теллур і полоній мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівня (валентного шару) і передостаннього енергетичного рівня, тому вони більшою мірою схожі своїми властивостями.

Кисень - хімічно активний неметал, є найлегшим елементом із групи халькогенів. Проста речовина кисень за нормальних умов - газ без кольору, смаку і запаху, молекула якого складається з двох атомів кисню (формула O2), у зв'язку з чим його також називають дикисень. Існують і інші алотропні форми кисню, наприклад, озон - за нормальних умов газ блакитного кольору зі специфічним запахом, молекула якого складається з трьох атомів кисню (формула O3 ).Слово кисень (йменувався на початку ХІХ століття ще «кислотвором») своєю появою російською мовою певною мірою має М. У. Ломоносову, який увів у вживання, поруч із іншими неологізмами, слово «кислота»; в такий спосіб слово «кисень», своєю чергою, стало калькою терміну «оксиген» (фр. oxygіne), запропонованого А. Лавуазьє (від др.-греч. ?оэт - «кислий» і геннЬщ - «народжую»), який перекладається як «що породжує кислоту», що пов'язано з первісним значенням його - «кислота», що раніше мали на увазі речовини, які називаються за сучасною міжнародною номенклатурою оксидами. Кисень - найпоширеніший у земній корі елемент, з його частку (у складі різних сполук, переважно силікатів) припадає близько 47 % маси твердої земної кори. В атмосфері вміст вільного кисню становить 20,95 % за обсягом та 23,10 % за масою (близько 1015 тонн). Нині у промисловості кисень одержують із повітря. Основним промисловим способом одержання кисню є кріогенна ректифікація. Також добре відомі та успішно застосовуються в промисловості кисневі установки, що працюють на основі мембранної технології.

У лабораторіях користуються киснем промислового виробництва, що постачається у сталевих балонах під тиском близько 15 МПа.

Невеликі кількості кисню можна отримати нагріванням перманганату калію KMnO4:

Використовують також реакцію каталітичного розкладання пероксиду водню Н 2 Про 2 у присутності оксиду марганцю(IV):

Кисень можна отримати каталітичним розкладанням хлорату калію (бертолетової солі) KClO 3:

До лабораторних способів одержання кисню відноситься метод електролізу водних розчинів лугів, а також розкладання оксиду ртуті(II) (при t = 100 °C):

На підводних човнах зазвичай виходить реакцією пероксиду натрію і вуглекислого газу, що видихається людиною:

Сильний окислювач взаємодіє практично з усіма елементами, утворюючи оксиди. Ступінь окислення?2. Як правило, реакція окиснення протікає з виділенням тепла та прискорюється при підвищенні температури. Приклад реакцій, що протікають за кімнатної температури:

Окислює сполуки, які містять елементи з не максимальним ступенем окиснення:

Окислює більшість органічних сполук:

За певних умов можна провести м'яке окиснення органічної сполуки:

Кисень реагує безпосередньо (за нормальних умов, при нагріванні та/або у присутності каталізаторів) з усіма простими речовинами, крім Au та інертних газів (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакції з галогенами відбуваються під впливом електричного розряду чи ультрафіолету. Непрямим шляхом отримано оксиди золота та важких інертних газів (Xe, Rn). У всіх двоелементних сполуках кисню з іншими елементами кисень відіграє роль окислювача, крім сполук з фтором.

Кисень утворює пероксиди зі ступенем окислення атома кисню, що формально дорівнює?1.

Наприклад, пероксиди виходять при згорянні лужних металів у кисні:

Деякі оксиди поглинають кисень:

За теорією горіння, розробленою А. Н. Бахом та К. О. Енглером, окислення відбувається у дві стадії з утворенням проміжної пероксидної сполуки. Це проміжне з'єднання можна виділити, наприклад, при охолодженні полум'я льодом, що горить водню, поряд з водою, утворюється пероксид водню:

У надпероксидах кисень формально має ступінь окислення?, тобто один електрон на два атоми кисню (іон O? 2). Отримують взаємодією пероксидів з киснем при підвищеному тиску і температурі:

Калій K, рубідій Rb та цезій Cs реагують з киснем з утворенням надпероксидів:

Неорганічні озоніди містять іон O?3 зі ступенем окислення кисню, формально рівною?1/3. Отримують дією озону на гідроксиди лужних металів:

Сірка - елемент головної підгрупи VI групи, третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 16. Виявляє неметалеві властивості. Позначається символом S (лат. sulfur). У водневих та кисневих сполуках знаходиться у складі різних іонів, утворює багато кислот та солі. Багато сірковмісних солей малорозчинні у воді. Сірка є шістнадцятим за хімічною поширеністю елементом у земній корі. Зустрічається у вільному (самородному) стані та пов'язаному вигляді.

Найважливіші природні мінерали сірки: FeS 2 - залізний колчедан або пірит, ZnS - цинкова обманка або сфалерит (вюрцит), PbS - свинцевий блиск або галеніт, HgS - кіновар, Sb 2 S 3 - антимоніт. Крім того, сірка присутня в нафті, природному вугіллі, природних газах та сланцях. Сірка - шостий елемент за вмістом у природних водах, зустрічається в основному у вигляді сульфат-іону і зумовлює "постійну" жорсткість прісної води. Життєво важливий елемент для вищих організмів, складова частина багатьох білків, концентрується у волоссі. Слово «сірка», відоме у давньоруській мові з XV ст., запозичене зі старослов'янського «сера» – «сірка, смола», взагалі «палива речовина, жир». Етимологія слова не з'ясована до цих пір, оскільки первісна загальнослов'янська назва речовини втрачена і слово дійшло до сучасної російської мови в перекрученому вигляді.

За припущенням Фасмера, сірка сходить до лат. sera - "віск" або лат. serum - "сироватка".

Латинське sulfur (що походить з написання еллінізованого етимологічного sulpur) імовірно сходить до індоєвропейського кореня swelp - «горіти». На повітрі сірка горить, утворюючи сірчистий ангідрид - безбарвний газ із різким запахом:

За допомогою спектрального аналізу встановлено, що насправді процес окислення сірки в двоокис є ланцюговою реакцією і відбувається з утворенням низки проміжних продуктів: моноокису сірки S 2 O 2 , молекулярної сірки S 2 , вільних атомів сірки S і вільних радикалів моноокису сірки SO.

Відновлювальні властивості сірки проявляються у реакціях сірки та з іншими неметалами, проте при кімнатній температурі сірка реагує лише з фтором.

Розплав сірки реагує з хлором, при цьому можливе утворення двох нижчих хлоридів (дихлорид сірки та дитіодихлорид)

При надлишку сірки утворюються різноманітні дихлориди полісери типу SnCl 2 .

При нагріванні сірка також реагує з фосфором, утворюючи суміш сульфідів фосфору, серед яких вищий сульфід P 2 S 5:

Крім того, при нагріванні сірка реагує з воднем, вуглецем, кремнієм:

(сірководень)
(сірковуглець)

При нагріванні сірка взаємодіє з багатьма металами, часто дуже бурхливо. Іноді суміш металу із сіркою загоряється при підпалюванні. При цьому взаємодії утворюються сульфіди:

Розчини сульфідів лужних металів реагують із сіркою з утворенням полісульфідів:

Зі складних речовин слід відзначити насамперед реакцію сірки з розплавленою лугом, в якій сірка диспропорціонує аналогічно хлору:

Отриманий метал називається сірчаною печінкою.

З концентрованими кислотами-окислювачами (HNO 3 , H 2 SO 4) сірка реагує лише при тривалому нагріванні:

(Конц.)
(Конц.)

При збільшенні температури у парах сірки відбуваються зміни у кількісному молекулярному складі. Число атомів у молекулі зменшується:

При 800-1400 °C пари складаються в основному з двоатомної сірки:

А за 1700 °C сірка стає атомарною:

Сірка - один із біогенних елементів. Сірка входить до складу деяких амінокислот (цистеїн, метіонін), вітамінів (біотин, тіамін), ферментів. Сірка бере участь у освіті третинної структури білка (формування дисульфідних містків). Також сірка бере участь у бактеріальному фотосинтезі (сірка входить до складу бактеріохлорофілу, а сірководень є джерелом водню). Окисно-відновні реакції сірки - джерело енергії в хемосинтезі.

Людина містить приблизно 2 г сірки на 1 кг своєї ваги

Селен - хімічний елемент 16-ї групи (за застарілою класифікацією - головної підгрупи VI групи), 4-го періоду в періодичній системі, має атомний номер 34, позначається символом Se (лат. Selenium), тендітний блискучий на зламі неметал чорного кольору (Стійка алотропна форма, нестійка форма - кіноварно-червона). Належить до халькогенів.

Назва походить від грецьк. уелЮнз - Місяць. Елемент названий так у зв'язку з тим, що в природі він є супутником хімічно подібного з ним телуру (названого на честь Землі). Зміст селену в земній корі - близько 500 мг/т. Основні риси геохімії селену у земній корі визначаються близькістю його іонного радіусу до іонного радіусу сірки. Селен утворює 37 мінералів, серед яких в першу чергу повинні бути відзначені ашаваліт FeSe, клаусталіт PbSe, тиманіт HgSe, гуанахуатит Bi 2 (Se, S) 3, хостит CoSe 2 , платініт PbBi2(S, Se) 3 , що асоціюють з різними сульф а іноді також із каситеритом. Зрідка зустрічається самородний селен. Головне промислове значення на селен мають сульфідні родовища. Вміст селену у сульфідах коливається від 7 до 110 г/т. Концентрація селену у морській воді 4·10?4 мг/л.

Селен - аналог сірки і виявляє ступеня окислення? 2 (H2Se), +4 (SeO2) і +6 (H2SeO4). Однак, на відміну від сірки, сполуки селену в ступені окислення +6 - найсильніші окислювачі, а сполуки селену (-2) - набагато сильніші відновники, ніж відповідні сполуки сірки.

Проста речовина селен набагато менш активна хімічно, ніж сірка. Так, на відміну від сірки, селен не здатний горіти на повітрі самостійно. Окислити селен вдається лише за додатковому нагріванні, у якому він повільно горить синім полум'ям, перетворюючись на двоокис SeO 2 . З лужними металами селен реагує (дуже бурхливо), тільки будучи розплавленим.

На відміну від SO 2 , SeO 2 - не газ, а кристалічна речовина, що добре розчиняється у воді. Отримати селенисту кислоту (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) нітрохи не складніше, ніж сірчисту. А діючи на неї сильним окислювачем (наприклад, HClO 3), отримують селенову кислоту H 2 SeO 4 майже таку ж сильну, як сірчана.

Входить до складу активних центрів деяких білків у формі амінокислоти селеноцистеїну. Мікроелемент, але більшість сполук досить токсична (селеноводород, селенова та селениста кислота) навіть у середніх концентраціях.

Одним із найважливіших напрямів його технології, видобутку та споживання є напівпровідникові властивості як самого селену, так і його численних сполук (селенідів), їх сплавів з іншими елементами, в яких селен став відігравати ключову роль. Ця роль селену постійно зростає, зростає попит та ціни (звідси дефіцит цього елемента).

У сучасній технології напівпровідників застосовуються селеніди багатьох елементів, наприклад, селеніди олова, свинцю, вісмуту, сурми, селеніди лантаноїдів. Особливо важливі властивості фотоелектричні та термоелектричні як самого селену, так і селенідів.

Стабільний ізотоп селен-74 дозволив на своїй основі створити плазмовий лазер з колосальним посиленням в ультрафіолетовій області (близько мільярда разів).

Радіоактивний ізотоп селен-75 використовується як потужне джерело гамма-випромінювання для дефектоскопії.

Селенід калію спільно з п'ятиокис ванадію застосовується при термохімічному одержанні водню та кисню з води (селеновий цикл, Ліверморська національна лабораторія ім. Лоуренса, Лівермор, США).

Напівпровідникові властивості селену в чистому вигляді широко використовувалися в середині 20-го століття для виготовлення випрямлячів, особливо у військовій техніці з наступних причин: на відміну від германію, кремнію, селен малочутливий до радіації, і, крім того, селеновий випрямний діод має унікальну властивість самовідновлюватися. при проби: місце пробою випаровується і не призводить до короткого замикання, допустимий струм діода дещо знижується, але виріб залишається функціональним. До недоліків селенових випрямлячів належать їх значні габарити.

Шоста група періодичної системи елементів складається з двох підгруп: головної – кисень, сірка, селен, телур та полоній – та побічної – хром, молібден та вольфрам. У головній підгрупі виділяють підгрупу селену (селен, телур та полоній), побічну підгрупу називають підгрупою хрому. Усі елементи головної підгрупи, крім кисню, можуть приєднувати по два електрони, утворюючи електронегативні іони.

Елементи головної підгрупи мають на зовнішньому електронному

рівні по шість електронів (s2р4). Атоми кисню мають два неспарені електрони і не мають d-рівня. Тому кисень виявляє в основному ступінь окиснення -2 і лише у з'єднаннях з фтором +2. Сірка, селен, телур і полоній теж мають на зовнішньому рівні шість електронів (s2p4), але у всіх вони мають незаповнений d-рівень, тому вони можуть мати до шести неспарених електронів і в сполуках виявляти ступінь окислення - 2, +4 і + 6.

Закономірність зміни активності цих елементів така сама, як і в підгрупі галогенів: найлегше окислюються телуриди, потім селеніди та сульфіди. З кисневих сполук сірки найбільш стійкі сполуки сірки (VI), а телуру - з'єднання телуру (IV). Сполуки селену займають проміжне положення.

Селен і телур, а також їх з'єднання з деякими металами (індієм, талієм та ін) мають напівпровідникові властивості і широко використовуються в радіоелектроніці. З'єднання селену та телуру дуже токсичні. Вони застосовуються в скляній промисловості для отримання кольорового (червоного і коричневого) скла.

В елементах підгрупи хрому йде заповнення d-рівня, тому на s-рівні їх атомів - по одному (у хрому та молібдену) або два (у вольфраму) електрона. Всі вони виявляють максимальний ступінь окислення +6, але для молібдену, і особливо для хрому, характерні сполуки, в яких вони мають нижчий ступінь окислення (+4 для молібдену і +3 або +2 для хрому). З'єднання хрому (III) дуже стійкі та схожі на сполуки алюмінію. Усі метали підгрупи хрому знаходять широке застосування.

Молібден був вперше отриманий К. В. Шееле в 1778 р. Він використовується у виробництві сталей високої міцності та в'язкості, що застосовуються для виготовлення стволів зброї, броні, валів та ін. Через здатність випаровуватися при високій температурі він мало придатний для виготовлення ниток напруження , але має гарну здатність сплавлятися зі склом, тому використовується для виготовлення тримачів вольфрамових ниток у лампах розжарювання.

Вольфрам було відкрито також К. В. Шееле в 178! р. Він застосовується щоб одержати спеціальних сталей. Добавка вольфраму до сталі збільшує її твердість, еластичність та міцність. Разом з хромом вольфрам надає сталі властивість зберігати твердість при дуже високих температурах, тому такі сталі застосовуються для виготовлення різців до токарних верстатів швидкорізальних. Чистий вольфрам має найвищу серед металів температуру плавлення (3370 ° С), тому застосовується виготовлення ниток в лампах розжарювання. Карбід вольфраму відрізняється дуже великою твердістю та термостійкістю і є основною складовою тугоплавких сплавів.

72. Кисень

Кисень був відкритий шведським хіміком К. В. Шееле у 1769-1770 рр. та англійським хіміком Д. Ж. Прістлі в 1774 р.

Знаходження у природі. Кисень є найпоширенішим елементом у природі. Зміст їх у земної корі становить 47,00 % за масою. У вільному стані він міститься в атмосфері (близько 23 % за масою), входить до складу води (88,9 %), усіх оксидів, з яких складається земна кора, кисневмісних солей, а також багатьох органічних речовин рослинного та тваринного походження.

ЇЖОВНИК (анабазис), рід багаторічних трав або напівчагарників сімейства маревих. Ок. 30 видів, у Центр. Азії, на півдні Європи, в Пн. Африці, але головним чином у Порівн. Азії. Деякі види – пасовищний корм верблюдів, овець. Іноді ожином називають також деякі види сімейства злаків (пайзу, куряче просо).

НІЛЬСБОРІЙ (лат. Nielsbohrium), Ns, штучно отриманий радіоактивний хімічний елемент V гр. періодичної системи атомний номер 105. Найбільш стійкий ізотоп 262Ns (період напіврозпаду 40 с). Отриманий у 1970 в СРСР та США. Названий на пропозицію радянських фізиків на ім'я Нільса Бора; американські вчені запропонували назву "ганій" на честь О. Гана. Назву остаточно не прийнято.

КОКОВ Валерій Мухамедович (нар. 1941), російський державний діяч, президент Кабардино-Балкарської Республіки (1993). У 1990-91 голова Верховної Ради Кабардино-Балкарської АРСР, у 1991-92 перший заступник голови Ради Міністрів Кабардино-Балкарської Республіки. У 1993-95 депутат Ради Федерації Федеральних Зборів Російської Федерації, з 1995 член Ради Федерації. У 1997 обраний президентом на другий термін.

Кисень, сірка, селен, телур та полоній складають головну підгрупу шостої групи періодичної системи та є р-елементами. Їхні атоми мають на зовнішньому електронному рівні по шість електронів та загальну електронну конфігурацію зовнішнього електронного шару можна виразити формулою: ns2np4. Електронні формули атомів та деякі фізичні константи наведені у таблиці.

електронна конфігурація атома	середня атомна маса	здається радіус нейтрального атома, А	спорідненість до електрона, еВ	відносна електро негативність	здається радіус іона

З даних таблиці випливають такі висновки:

1. Здаються радіуси нейтральних атомів і негативних іонів правильно зростають із збільшенням порядкового номера елемента.

2. Величина відносної електронегативності зменшується зі збільшенням радіусів нейтральних атомів, що здаються. Отже, від кисню до полонію слабшають окисні властивості та збільшуються відновлювальні властивості нейтральних атомів. Найсильнішим окислювачем серед цих елементів є кисень:

O – S – Se – Te – Po

Посилення окисних властивостей

3. Зі збільшенням порядкових номерів елементів спостерігається поступове ослаблення неметалічних властивостей та посилення металевих властивостей.

Розподіл валентних електронів у р-елементів шостої групи за атомними орбіталями має такий вигляд:

для кисню

для сірки, селену, телуру та полонію

Наявність шести електронів на зовнішньому квантовому шарі характеризує здатність аналізованих елементів виявляти негативний ступінь окислення 2-. Усі елементи здатні утворювати негативно заряджені іони із зарядом 2–. Схильність до утворення негативно заряджених іонів Е-2 слабшає від кисню до полонію.

У атома кисню відсутня d-підрівень. Тому внаслідок наявності у нього двох неспарених p-електронів атом кисню може утворити з атомами інших елементів два хімічні зв'язки. Звідси зрозуміло, що сполуки, утворені киснем з одновалентними елементами, мають формулу Е2О. Крім того, атом кисню може утворювати зв'язок донорно-акцепторного механізму.

Атом кисню може виступати як донор - за рахунок наявної у нього не поділеної пари електронів, наприклад, при утворенні іона гідроксонію (Н2О + Н+= Н3О+) і як акцептор - за рахунок вільної орбіталі, що з'являється у нього при збудженні шляхом спарювання двох неспарених електронів (що спостерігається, наприклад, у молекулі азотної кислоти // Про

Н - Про - N.

Залежно від природи того атома, з яким кисень вступає у взаємодію, ступінь його окислення може бути різним:

2(Н2О); -1(Н2О2); 0(О2); +1(O2F2); +2(ОF2).

У атомів сірки, селену, телуру та полонію є вільний d-підрівень. При збудженні цих атомів їх електрони можуть переходити на вакантні d-орбіталі і тому ці елементи виявляють такі ступені окислення: -2, +2, +4, +6.

Прості речовини.

Особливістю цієї групи є поліатомність молекул простих речовин Еn, де 2 ≤ n ≤ ∞.

	кисень
склад молекул		S8 (кімн. tº)	Se8; Se∞ (кімн. tº)	Te∞(кімн. tº) Te2(>1400ºC)
алотропічні модифікації	О2(кисень)	ромбічна (нижче 95,6ºC) моноклінна (понад 95,6ºC) аморфна (пластична)	червоний (кристалічний металевий (сірий) аморфний	металевий аморфний	α - модифікований β-модифікаційний
ρ, щільність г/см3			4,82 (метал.)	6,25 (метал.)
t плавлення ºC
t кипіння ºC
поширеність елемента	Кларк – 49% Літосфера-47,3% повітря -23,1%

З даних, наведених у таблиці, можна зробити такі висновки:

1. Молекули простих речовин, що утворюються атомами p-елементами VI групи, є поліатомними.

2. Для всіх елементів характерною є наявність алотропічних модифікацій.

3. Температури кипіння та плавлення (крім полонію), щільності їх зі збільшенням порядкового номера зростають.

Сірка була відома до 5000 років до зв. е.

Кисень був відкритий чотири рази: в 1772 р. Шееле (HgO), в1774 р. П'єр Байєн, Прістлі (Pb3O4 прожарював - отримав PbO і О2), Лавуазьє дав назву кисню і визначив, що він входить до складу повітря.

Теллур (земля) - 1798 Клапрот.

Селен (місяць) – 1817 р. Берцеліус знайшов у шламі

Полоній – 1898 р. відкрито Марії Кюрі – Складовської та названо на честь її батьківщини (Польща).

Кисень

Кисень – найпоширеніший елемент Землі (58,0 мол. частки). Його велика хімічна активність і кількісне переважання значною мірою визначає форми існування всіх інших елементів Землі. Найпоширенішими природними сполуками кисню є Н2О, SiO2, силікати та алюмосилікати. У повітрі кисень перебуває у вільному стані і його частку припадає 20,99% (об.). У верхніх шарах атмосфери кисень перебуває як газу – озону (О3). Озоновий шар затримує жорстке сонячне випромінювання, яке при тривалому впливі на живі організми є для них смертельним.

Природний кисень складається з трьох стабільних ізотопів: 16О(99,795%), 17О(0,037%) та 18О(0,204%). Крім того, отримано три радіоактивні ізотопи, час життя яких мізерно мало.

За значенням відносної електронегативності (ОЕО = 3,5) кисень поступається лише фтору. Кисень утворює сполуки майже з усіма елементами, крім гелій, неон і аргон. У з'єднаннях з іншими елементами, крім вже згаданих ступенів окиснення (-2, -1, +1, +2), кисень виявляє ступінь окиснення +4 в озоні.

Для кисню відомі дві алотропічні модифікації: 1) О2 – кисень; 2) О3 – озон.

Найбільш стійка двоатомна молекула кисню (О2). Порядок зв'язку в даній молекулі дорівнює 2. З енергетичної діаграми випливає, що кисень є парамагнітною речовиною (у молекулі є два неспарені електрони). Це становище повністю підтверджує досвід. Енергія дисоціації молекули О2 дорівнює 494 кДж/моль, що вказує на її достатню стійкість. Хімічна активність молекули кисню пояснюється наявністю неспарених електронів на орбіталях, що розпушують π. У нормальних умовах О2 – безбарвний газ. Рідкий кисень має блакитне забарвлення. Кристали твердого кисню пофарбовані у світло-синій колір та схожі на сніг. Кисень дещо важчий за повітря (dвоз = 1,105). У воді кисень розчиняється у дуже невеликій кількості. У кожному та твердому стані кисень притягується магнітом.

Отримання кисню

У промисловості кисень отримують з рідкого повітря, електролізом води, як побічний продукт при отриманні водню високої чистоти.

У лабораторії кисень отримують при термічному розкладанні багатих киснем сполук (KМnO4, KСlO3, KNO3 та ін.).

Наприклад: 2КMn+7O4-2 tº→ К2Мn+6О4 + Mn+4О2 + О20

Такі реакції відносяться до реакцій внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення.

Хімічні властивості

По реакційної здатності О2 поступається лише галогенів. Хімічна активність його зростає із підвищенням температури. О2 взаємодіє майже з усіма хімічними елементами, за винятком галогенів, благородних газів та благородних металів (срібло, золото, платина). Іноді взаємодії перешкоджає оксидна плівка на поверхні речовини, що окислюється.

Швидкість реакцій окислення залежить від природи речовини, що окислюється, температури, каталізатора і т. д. Більшість реакцій окислення екзотермічні, наприклад

С + О2 → СО2 ΔΗ = -382,5 кДж/моль

2Н2 + О2 → 2Н2О ΔΗ = -571,7 кДж/моль

Застосування кисню

Основна маса кисню, одержуваного промисловістю, витрачається у чорній металургії для інтенсифікації виплавки чавуну та сталі. Кисень широко використовується в нафтохімічній
промисловість"хімічної промисловості при отриманні сірчаної та азотної кислот, мастил і т. д. У суміші з ацетиленом О2 використовується для зварювання і різання металів (температура 3200ºC). Рідкий кисень застосовується в ракетах, гірничорудній справі.

Озон

Озон (О3) є другою алотропічною модифікацією кисню. Це синій газ із різким запахом (т. кип. -112ºC, т. пл. -193ºC). Рідкий озон є темно-синьою рідиною. Твердий озон – чорного кольору. Озон дуже токсичний і вибухонебезпечний. Утворення молекул озону супроводжується поглинанням енергії:

https://pandia.ru/text/78/050/images/image014_50.gif" width="50" height="51 src=">Про

https://pandia.ru/text/78/050/images/image017_44.gif" width="38" height="38"> 126 Ǻ 116,5º

Отримують озон дією тихого електричного розряду на кисень. Невелика кількість озону утворюються у процесах, що супроводжуються виділенням атомарного кисню (радіоліз води, розкладання пероксидів тощо). У природних умовах озон утворюється з атмосферного кисню при грозових розрядах та під дією ультрафіолетового сонячного проміння. Максимальна концентрація озону утворюється на висоті 25 км. «Озоновий пояс» грає найважливішу роль забезпеченні життя Землі, оскільки затримує шкідливе для живих організмів ультрафіолетове випромінювання і поглинає інфрачервоне випромінювання Землі, перешкоджаючи її охолодженню.

Озон активніший окислювач, ніж кисень. Наприклад, вже за звичайних умов він окислює багато металів та інших речовин.

2Ag + O3 → Ag2O + O2

PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2

У реакціях з участю зазвичай утворюється кисень. З багатьма речовинами озон реагує в умовах, коли кисень залишається інертним. Так, реакція О3 + 2KI + H2O = I2+2KOH+O2 протікає кількісно і можна використовувати для кількісного визначення озону.

Крім того, відомі реакції, в яких молекула озону бере участь у всіх трьох атомах кисню, наприклад KI + O3 → KIO3.

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

Застосування озону обумовлено його окисними властивостями. Він використовується як дезінфікуючий і бактерицидний засіб, для очищення води, в харчовій промисловості і т.д.

Пероксиди

Пероксиди - це кисневі сполуки, у яких атоми кисню безпосередньо пов'язані між собою. Таким чином, у структурі пероксидів є угруповання -O-O-, її називають пероксид-іон.

Пероксид-і надпероксид-іони виходять при з'єднанні електронів до молекули O2

O20+e → O2- надпероксидний

O20+2e → 2O2-пероксидний

O2-пара O2--пара O22-діа -

зменшення стійкості

З'єднання, що містять у своєму складі надпероксид-іон (O2-), називаються надпероксидами, наприклад KO2. Наявність у них неспареного електрона обумовлює їхній парамагнетизм. У пероксид-іоні (O2-2) неспарені електрони відсутні, і тому цей іон діамагнітний. У пероксидах атоми кисню пов'язані між собою одним двом електронним зв'язком. Утворення пероксидів характерне для активних металів (лужних, лужноземельних). Найбільш практичне значення має пероксид водню (H2O2).

Молекула H2O2-полярна(μ=0,70∙10-29Кл∙м.) Наявність водневих зв'язків зумовлює високу в'язкість пероксиду водню. Через асоціацію молекул H2O2 у звичайних умовах є рідина (tпл.=-0,410C, tкип.=1500C). Пероксид водню легко розкладається на атомарний водень та кисень, H2O2=t H2+O2

розчинний у воді, водний розчин H2O2-слабка кислота. Константа дисоціації Kg(H2O2)=2,24∙10-12

Отримати пероксид водню можна за загальним способом отримання слабких кислот (витіснення слабкої кислоти з її солі сильнішою кислотою)

BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4↓

У промисловості пероксид водню отримують електрохімічним окисленням сірчаної кислоти за низької температури платиновому аноді .

H2 O2 в ОВР

Кисню в пероксиді водню приписують ступінь окиснення, що дорівнює –1 (ця ступінь окиснення є проміжною для кисню). Тому може бути як окислювачем, і відновником. При відновленні H2O2 утворюється вода або OH-, наприклад

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

PbS+H2O2=PbSO4+H2O

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

У цих випадках триває процес: H2O2-окислювач

При взаємодії з сильними окислювачами пероксид водню виявляє властивості відновника

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

Ця реакція використовується у хімічному аналізі для кількісного визначення вмісту пероксиду водню в розчині.

Застосування:

3% розчин в медицині як антисептик,

6%-12% розчин – для знебарвлення волосся,

понад 30% конц. у хімічній промисловості.

Сірка

Загальна характеристика сірки. На відміну від кисню, сірка має в зовнішньому квантовому шарі вакантні 3d-орбіталі.

Сірка може мати такі ступені окислення:

2 (H2S, H2S2O3 та сульфіди, тіосульфат натрію Na2S2O3·5H2O, де один атом сірки має ступінь окислення –2, а інший +6.;

2 (S2Cl2, 3SO→SO2+S2O)

4 (SO2, H2S+4O3, її солі);

6 (SO3, H2SO4, її солі, H2S2O7 піросерна кислота)

H2SO5-пероксомоносерна кислота

H2S2O8-пероксодисерна кислота

Сірка – типовий неметал (оэо=2,5), вона хімічно активна і безпосередньо з'єднується з усіма елементами, крім азоту, йоду, золота, платини, і шляхетних газів. У природі зустрічається як у вільному стані (самородна сірка), і у вигляді різних сполук.

Саморідна сірка зустрічається рідко, найбільш поширені мінерали сульфідних (FeS2, CuS, ZnS, Sb2S3, AgS) і сульфатних сполук (CaSO4·2H2O, BaSO4, MgSO4·7H2O, Na2SO4·10H2O), SO2, H2S - містять. Крім того, сірка входить до складу рослинних і тваринних білків і сполук, що входять до нафти. У всіх твердих та рідких станах сірка діамагнітна.

Прості речовини

Сірка існує у кількох алотропних модифікаціях. При кімнатній температурі стійка жовта ромбічна сірка (α-S), що складається з дуже дрібних кристалів. Великі кристали цієї форми можна отримати при повільній кристалізації сірки з розчину сірки в сірковуглецю. Вони виходять правильно ограновані та прозорі.

Друга алотропна модифікація – це моноклінна сірка (β-S)-кристали голчастої форми.

Алотропні модифікації α- та β- сірки складаються з молекул S8, які мають циклічну «зубчасту» будову.

У ромбічної сірки кільця знаходяться на відстані 3,3 Ǻ один від одного. Вони пов'язані між собою силами Ван-дер-Ваальса. Ця модифікація не проводить тепло та електрику.

Відмінність у фізичних властивостях ромбічної та моноклінної сірки обумовлена не різним складом молекул (обидві складаються з S8), а неоднаковою структурою кристалів.

Існують інші алотропні модифікації сірки, які утворюються при зміні температури. Зміна тиску також дає різні алотропні форми.

З підвищенням температури сірка змінює своє забарвлення, оскільки йде зменшення довжини ланцюгів:

600ºC 900ºC 1500ºC

помаранчевий червоний жовтий

Найстійкішою модифікацією є ромбічна, у неї мимоволі переходять й інші модифікації.

Сірка добре розчинна в органічних розчинниках, особливо в сірковуглецю та бензолі (34%, t = 25ºC).

Хімічні властивості сірки

Сірка – елемент дуже активний. При взаємодії з сильнішими окислювачами (O2, CI2 тощо) вона може віддавати свої електрони, тобто бути відновником:

S + Cl2 ↔ SCl2 (S2Br2, S2Cl2)

S0 - 4? → S+4

2O0 + 4ē → 2O-2

P4 + xS ↔P4Sx x ~ 3, x ~ 7

При оплавленні або нагріванні сірка взаємодіє майже з усіма металами з утворенням нестехіометричних сполук (проявляє властивості окислювача).

Hg0 + S0 = Hg+2S-2

З більшістю металів сірка реагує при нагріванні, а з ртуттю при кімнатній температурі. Тому сіркою засипають розлиту ртуть з метою знезараження приміщення від ртутної пари.

Сірка також схильна до реакцій диспропорціонування. Наприклад, при кип'ятінні порошкоподібної сірки в розчині лугу йде реакція

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

Сірка взаємодіє з кислотами

S + 2H2SO4(кінець) = 3SO2 + 2H2O

S + 6HNO3(кінець) = H2SO4 + 6NO2 +2H2O

Отримання сірки

У промисловості сірку отримують відокремленням її від порожньої породи за допомогою гарячої води при підвищеному тиску. Хімічними методами сірку одержують так:

1. З відхідних газів металургійних та коксових печей

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

2. З природних сульфатів прожарюванням їх з вугіллям (процес йде в кілька стадій)

CaSO4 + 4C = 4CO + CaS

CaS + HOH + CO2 = CaCO3 + H2S

сірководень спалюють:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Застосування сірки

Сірку використовують для виробництва сірчистих органічних барвників (CS2), сірковуглецю, у виробництві штучного волокна, вибухових речовин, у процесах одержання сірчаної кислоти.

Сульфіти та гідросульфіти використовуються як відновники. Гідросульфіт кальцію Ca(HSO3)2 застосовується під час виробництва целюлози.

З'єднання сірки зі ступенем окиснення +6

Стан окислення +6 сірка виявляє у сполуках із киснем, галогенами. Найбільш типовим з'єднанням є триоксид сірки SO3. У молекулі SO3 сірка перебуває у стані sp2-гібридизації. Молекула є плоским трикутником. ∟O-S-O = 120º; молекула неполярна (? = 0).

У молекулі SO3 на 3σ-зв'язку доводиться 3π-зв'язку. Молекула міцна, але менша, ніж SO2. Молекула SO3 легко полімеризується. У звичайних умовах SO3 – рідина (т. кіп. 44,8 ˚C), що твердне в прозору масу (т. пл. 16,8 ºC). SO3 – типовий кислотний оксид, що енергійно реагує з основними оксидами. З водою SO3 енергійно реагує з утворенням сірчаної кислоти та виділенням великої кількості тепла.

SO3 + H2O = H2SO4, ΔH = -87,8 кДж

Застосовується SO3 як сульфуючий агент в органічному синтезі, як дегідратуючий агент при отриманні HNO3, для приготування олеуму і т.д.

Сірчана кислота

H2SO4 – сильна двоосновна кислота. Вона є похідним тетраоксосульфат (VI) – іона 2-. У 2-іоні сірка знаходиться в стані sp3-гібридизації (4 σ-зв'язку + 2π-зв'язку). Іон 2 має форму правильного тетраедра. Довжина зв'язку S-O дорівнює 1,49 Å. Цей зв'язок міцний.

У воді H2SO4 добре розчинна, при цьому виділяється велика кількість тепла внаслідок утворення гідратів складу H2SO4·H2O, H2SO4·2H2O, H2SO4·4H2O. У зв'язку з цим при приготуванні розчинів H2SO4 слід кислоту обережно, тоненькою цівкою вливати у воду, а не навпаки. Концентрована H2SO4 енергійно притягує вологу і тому застосовується для осушення газів. Цим пояснюється і обвугливание багатьох органічних сполук (вуглеводів).

C12H22O11 + H2SO4 = 12C + H2SO4∙11H2O

Концентрована сірчана кислота може у великих кількостях поглинати SO3 утворюючи при цьому піросерну кислоту H2S2O7. Такі розчини називають олеум. В олеумі існує рівновага H2SO4 + SO3 H2S2O7.

Сірчана кислота утворює два типи солей: середні (сульфати) Me2+1SO4 та кислі (гідросульфати) Me+1HSO4. Більшість сульфатів добре розчиняється у воді. До важкорозчинних відносяться сульфати Ba(II), Ca(II), Sr(II), Pb(II).

Утворення важкорозчинного білого осаду BaSO4 є аналітичною реакцією на сульфат-іон.

SO42- + Ba2+ = BaSO4 (білий кристалічний осад)

BaSO4 нерозчинний у соляній кислоті.

Деякі сульфати, які містять кристалізаційну воду, називають купоросами. До останніх відносяться CuSO4·5H2O (мідний купорос – блакитний колір), FeSO4·7H2O (залізний купорос – зелений колір).

Серед солей сірчаної кислоти цікаві кристалогідрати її подвійних солей - галун загальної формули Me2+1SO4·Me2(SO4)3·24H2O, де Me+1(Na, K,NH4 та ін.), Me+3(Al, Cr, Fe, Co та ін.).

Найбільш широко відомі: алюмо-калієві галун KAl(SO4)2·12H2O, хромо-калієві KCr(SO4)2·12H2O, залізо-амонієві (NH4)2·Fe2(SO4)3·24H2O. Застосовуються галун як дублячий засіб у шкіряній промисловості, як протрава при фарбуванні тканин, в медицині і т.д.

ФункціяS (VI) в окисно-відновних реакціях

Стан окислення +6 є для сірки вищим, і тому S+6 функціонує в окислювально-відновних реакціях тільки як окислювач.

Окисні властивості сірки (+6) виявляються тільки в концентрованій сірчаній кислоті. У розведеній сірчаній кислоті окислювачем є протон Н+. Концентрована сірчана кислота є сильним окислювачем. Неметали (C, S, P) вона окислює до вищих оксидів.

S+2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

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

HBr та HI сірчана кислота відновлює до вільних галогенів

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

2HBr +H2SO4 = Br2 + SO2 +2H2O

Концентрована сірчана кислота окислює багато металів (крім золота та платини). Залізо концентрована сірчана кислота пасивує і тому її можна транспортувати у сталевих балонах. Продуктами відновлення концентрованої сірчаної кислоти можуть бути різні сполуки сірки. Послідовний ряд відновлення сірчаної кислоти

H2S+6O4→S+2O2→S0→H2S-2

Характер продуктів відновлення залежатиме від активності металу: чим активніший метал, тим глибше відновлення сірки (VI).

5H2SO4кінець + 4Mg = 4MgSO4 + H2S+ 4H2O

2H2SO4конц + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4кінець = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

При дії розведеної сірчаної кислоти на метали продуктом відновлення є Н2 і розчиняються в розведеній сірчаній кислоті тільки метали, що стоять електрохімічному ряду до водню.

H2SO4розб + Zn = ZnSO4 + H2

3Zn + 4H2SO4розб = S↓ + 3ZnSO4 + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 дуже розб = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O

Одержання сірчаної кислоти

Сутність промислового способу отримання сірчаної кислоти полягає в окисленні діоксиду сірки SO2 до триоксиду сірки SO3 і перетворенням останнього на сірчану кислоту. Схему отримання можна представити у такому вигляді:

FeS2 SO2 SO3 H2SO4

Цей процес здійснюється двома способами: контактним та нітрозним. У контактному методі отримання сірчаної кислоти як каталізатор для окислення SO2 використовують ванадієвий ангідрид V2O5 з додаванням K2SO4 або PbSO4. У нітрозному способі отримання сірчаної кислоти каталізатором, що прискорює окислення SO2 SO3, служить оксид азоту NO.

Застосування сірчаної кислоти

Сірчана кислота одна із найважливіших продуктів основний хімічної промисловості. Більшість хімічних сполук виходить за прямої чи непрямої участі сірчаної кислоти. Широко використовується сірчана кислота у виробництві мінеральних добрив.

Вона використовується для отримання багатьох мінеральних кислот і солей, використовується в органічному синтезі, при виробництвах вибухових речовин, барвників, текстильної, шкіряної та інших галузях промисловості.

Пероксосерні кислоти – це кисневі кислоти сірки, що характеризуються наявністю пероксогрупи – О-О. Добре відомі дві пероксокислоти сірки: пероксомоносерна H2SO5 та пероксодисерна H2S2O8.

Пероксомоносерна кислота (кислота Каро) H2SO5 є пероксидною формою сірчаної кислоти

H – O – O – S – O – H

H2SO5 належить до сильних одноосновних кислот. Подібно до пероксиду водню вона нестійка і є дуже сильним окислювачем.

2KI + H2SO5 = K2SO4 + I2 + H2O

Отримують H2SO5 як окислювач в органічному синтезі. Пероксодисерна кислота H2S2O8 має будову

H – O – S – O – O – S – O – H

Вона також відноситься до похідних пероксиду водню, є дуже сильним окислювачем (може окислювати Cr+3 → Cr+6, Mn+2 → Mn+7, 2I - → I0)

2KI + H2S2O8 = 2KHSO4 + I2

H2SO5 та H2S2O8 гідролізуються з утворенням пероксиду водню і тому їх використовують при промисловому одержанні розчинів Н2О2

H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2

Тіокислоти сірки

Тіокислоти є похідними кисневих кислот, в яких частина або всі атоми кисню заміщені сіркою. Солі тіокислот називаються тіосолями. Прикладом тіокислот є тіосерна кислота H2S2O3, що є похідною сірчаної кислоти, в якій один атом кисню заміщений атомом сірки. Структурна формула її має вигляд

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

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

При взаємодії тіосульфату зі слабкими окислювачами (I2, Fe3+ та інші) утворюється тетратіонат-іон S4O62-. Реакція між тіосульфатом натрію та солями заліза (III) використовується для виявлення тіосульфат-іонів. Реакція протікає в такий спосіб

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

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

При протіканні цієї реакції утворюється проміжне з'єднання, забарвлене темно-фіолетовий колір - Cl. Це нестійкий комплекс Fe3+, який швидко розкладається за реакцією внутрішньомолекулярного окислення-відновлення за схемою

2+ = 2Fe2+ + S4O62-

При цьому фарбування зникає.

Крім того, для H2S2O3 характерні реакції, що протікають за механізмом внутрішньомолекулярного окислення-відновлення

H2S2O3 = H2+4SO4 + S0

Цим пояснюється нестійкість тіосерної кислоти. Тіосульфат натрію застосовується у фотографії (закріплювач), текстильної промисловості, медицині.

Поєднання їх характер

О3- аллотропічний вид зміни кисню, що отримують з кисню за допомогою приладу так званий - озонатор 3О2=2О3 - газ синього кольору.

Дописати рівняння.

Вода-Н2О-слабкий електроліт, чиста вода без кольору, запаху рідина, температура кипіння-1000, температура замерзання-00С, щільність дорівнює 1 г/мл. У трьох агрегатному стані буває. Очищають воду за допомогою сублімації в дистиляторі, отримана вода називається - дистильованою водою.

Оксид сірки (IV) - SO2 - з різким запахом, що задушує, безбарвний газ.

При розчиненні в оде утворюється сірчиста кислота: SO2 + H2O = H2SO3

VI-SO3-сірчистий ангідрид - безбарвна рідина. При взаємодії з водою утворюється сірчана кислота.

Сірчана кислота

Н2 SО4-безбарвна, добре розчинна у воді рідина.

Перегляд вмісту документа
«Загальна характеристика неметалів. Елементи VI А групи

План навчального заняття №15

Дата Предметхімія група

П.І.Б. викладача:Кайирбекова І.А.

І. Тема заняття:Загальна характеристика неметалів. Елементи VI групи. Кисень. Вода. Сірка. Сірководень. Сірчана кислота та сульфати.

Тип заняття:урок засвоєння нових знань

Ціль:. Характеристика хімічних елементів V І А групи. Вміти описувати та доводити на прикладі хімічні властивості сірки. Познайомити учнів із будовою та загальними властивостями неметалів, виходячи із становища їх у періодичній системі будови атомів. Знати деякі способи одержання неметалів. Вміти давати загальну характеристику неметалів за становищем у ПС та будовою атомів.

Завдання:

А) Освітні:повторити та систематизувати знання учнів про властивості хімічних елементів шостої групи, про будову атома про застосування сполук;

закріпити вміння вирішувати розрахункові завдання щодо рівнянь реакцій;

Ә) Виховні: проводити екологічне виховання на уроці хімії

Б) Розвиваючі:продовжити розвиток логічного мислення, вміння використовувати теоретичні знання у нових ситуаціях;

закріпити вміння порівнювати, зіставляти, аналізувати;

ІІ. Очікувані результати:

А) Учні повинні знати:Характеристику хімічних елементів V І А групи.

Ә) Учні повинні вміти:Вміти описувати та доводити на прикладі хімічні властивості сірки

б) учні повинні володіти:Познайомити учнів із будовою та загальними властивостями неметалів, виходячи із становища їх у періодичній системі будови атомів

ІІІ. Метод та прийоми кожного етапу заняття:проблемні, пошукові, лабораторна робота, самостійна робота учнів.

IV. Кошти:інтерактивна дошка

Хід уроку

І. Організаційна частинаПеревірити відвідуваність учнів. Ознайомлення з метою та завданнями сьогоднішнього заняття. Постановка мети уроку.

ІІ. Актуалізація опорних знань:

А) Перевірити зошити

Д/з 153 стор №2

158 стор №6 упр

ЗавданняОбчисліть об'єм газу, який виділиться при взаємодії 19,5 г калію з фосфорною кислотою -

Б) Самостійна робота

ІІІ. Пояснення нового матеріалута закріплення нового матеріалу

План:

Загальна характеристика неметалів-елементи VI А групи.

До них відносяться кисень, сірка, селен, телур, полоній. Полоній-радіоактивний метал, а інші-халькогени-руди, що утворюють. Особливо велике значення мають кисень і сірка. На останньому енергетичному рівні вони мають 6 електронів, вищий ступінь окислення +6, +2- постійна у кисню, найменша-2 сірка. Загальна оксидна формула RO 3 та водневі сполуки із загальною формулою RH 2

характеристика	кисень		сірка
Становище П.С.- 1- бал	2 малий період, елемент VI групи		елементVI А групи, 3 малого періоду.
Будова атома-1-бал	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
Знаходження у природі	Зустрічається у вигляді з'єднання та у вільному вигляді. Входить до складу атмосферного повітря, утворюється внаслідок фотосинтезу.		зустрічається у вигляді з'єднанні та у вільному.
отримання	У лабораторії: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 2KClO 3 =2KCl+3O 2 У промисловості рідкий кисень одержують із повітря.
фізичні властивості	Газ без кольору та запаху		Сіро-жовтого кольору, тверда, кристалічна речовина. 3 види алотропічних видозмін: ромб, моноклінна та пластична.
Хімічні властивості	При нагріванні реагує: з вуглецем з фосфором-при цьому утворюють оксиди. З воднем При t = 1500 0 З азотом З галогенами прямий не реагує. За нормальної температури реагує з активними металами. З малоактивними металами реагує під час нагрівання Складні речовини горять при цьому утворюються оксиди цих елементів. Завдання навести приклади та дописати рівняння реакції мак-8 балів		З простими речовинами: киснем, галогеном, металами, із лугом. Завдання дописати рівняння реакції мак 4 бал
Поєднання їх характер
О 3 - алотропічний вид зміни кисню, одержують з кисню за допомогою приладу так званий озонатор 3О 2 =2О 3 - газ синього кольору.		Сірководень-отруйний, безбарвний газ із запахом протухлого яйця. Зазнає дисоціації, горить у повітрі, з кислотами. Дописати рівняння. Отримують при взаємодії сульфіду заліза із розчиненою соляною кислотою.
Вода - Н 2 Про - слабкий електроліт, чиста вода без кольору, запаху рідина, температура кипіння - 100 0, температура замерзання - 0 0 С, щільність дорівнює 1 г/мл. У трьох агрегатному стані буває. Очищають воду за допомогою сублімації в дистиляторі, отримана вода називається - дистильованою водою. При звичайній температурі реагує з активними металами, з оксидами основних та кислотних оксидів. А також з деякими солями, при цьому утворюється кристалогідрат.		Оксид сірки (IV) - SO 2 - з різким запахом, що задушує, безбарвний газ. При розчиненні в оде утворюється сірчиста кислота: SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 Отримують при горінні сірки у повітрі, горінні піриту. VI-SO3-сірчистий ангідрид - безбарвна рідина. При взаємодії з водою утворюється сірчана кислота.
Сірчана кислота
Н 2 SО 4 - безбарвна, добре розчинна у воді рідина. Використовують для одержання соляної, фтороводородної, азотної, фосфорної кислоти. Розчинена кислота реагує з металами до Н. Концентрована кислота реагує з металами, неметалами

Закріплення: 177 стор № 12упр

Д/з 153 стор №2, 158 стор №6 упр,Роль кисню природи. Застосування кисню

Кисень у своїх сполуках виявляє, як правило, валентність рівну двом. Але в принципі він може бути і чотирьох валентен, так як на зовнішньому шарі кисень має 2 неспарені електрони і 2 неподілені електронні пари. Але оскільки атом кисню має невеликий розмір, то максимальна валентність кисню дорівнює трьом, оскільки навколо нього може розміститися лише три атоми водню.

Файли: 1 файл

Загальна характеристика елементів VI A підгрупи

Так як атоми елементів VI-А групи містять на зовнішньому шарі шість електронів, то вони прагнуть заповнення електронами зовнішнього енергетичного рівня і для них характерне утворення аніонів Е2. До утворення катіонів атоми аналізованих елементів (крім полонію) несхильні. Кисень і сірка – типові неметали, причому кисень відноситься до електронегативних елементів (на другому місці після фтору). Полоній – метал сріблясто-білого кольору, що нагадує за фізичними властивостями свинець, а за електрохімічними властивостями – благородні метали. Селен і телур займають проміжне положення між металами та неметалами, вони є напівпровідниками. За хімічними властивостями вони стоять ближче до неметалів. Кисень, сірку, селен і телур об'єднують у групу "халькогенів", що в перекладі з грецької мови означає "руди, що породжують". Ці елементи входять до складу численних руд. Від кисню до телуру вміст елементів Землі різко падає. Полоній не має стабільних ізотопів і зустрічається в уранових та торієвих рудах, як один із продуктів розпаду радіоактивного урану.

Кисень та його сполуки

Властивості кисню. Кисень О2 – газ без кольору, запаху та смаку. Погано розчинний у воді: при 20оС у 100 об'ємах води розчиняється близько 3 об'ємів кисню. Рідкий кисень має світло-блакитний колір, він притягується магнітом, тому що його молекули парамагнітні, мають два неспарені електрони. Енергія зв'язку в молекулі О2 дорівнює 493 кДж/моль, довжина зв'язку 0,1207 нм, порядок зв'язку в молекулі дорівнює двом. У природі кисень існує у вигляді трьох ізотопів16О, 17О, 18О та у вигляді двох алотропних модифікацій кисню О2 та озону О3. У повітрі кисню у вільному стані міститься близько 21%.

Одержання кисню. У лабораторії кисень одержують розкладанням сполук, багатих на кисень: а) 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 (каталізатор – MnO2) б) 2 KMnO4 = O2 + K2MnO4 + MnO2 в) Н2О2 = 2 Н2О + О2 (каталізатор) електролізом водних розчинів кисневмісних кислот та лугів з інертним анодом. У промисловості кисень одержують поділом рідкого повітря на ректифікаційних колонах.

ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА

Термодинаміка – наука про взаємоперетворення різних форм енергії та закони цих перетворень. Термодинаміка базується лише на експериментально виявлених об'єктивних закономірностях, виражених у двох основних засадах термодинаміки.

Термодинаміка вивчає:

1. Переходи енергії з однієї форми до іншої, від однієї частини системи до іншої;

2. Енергетичні ефекти, що супроводжують різні фізичні та хімічні процеси та залежність їх від умов протікання даних процесів;

3. Можливість, напрямок та межі мимовільного перебігу процесів у аналізованих умовах.

Слід зазначити, що класична термодинаміка має такі обмеження:

1. Термодинаміка не розглядає внутрішню будову тіл і механізм протікають у них процесів;

2. Класична термодинаміка вивчає лише макроскопічні системи;

3. У термодинаміці відсутнє поняття "час".

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТЕРМОДИНАМІКИ

Термодинамічна система – тіло чи група тіл, що у взаємодії, подумки чи реально відокремлені від довкілля.

Гомогенна система – система, усередині якої немає поверхонь, що розділяють частини системи (фази), що відрізняються за властивостями.

Гетерогенна система - система, всередині якої присутні поверхні, що розділяють частини частини системи, що відрізняються за властивостями.

Фаза – сукупність гомогенних частин гетерогенної системи, однакових за фізичними та хімічними властивостями, відокремлена з інших частин системи видимими поверхнями розділу.

Ізольована система – система, яка не обмінюється з довкіллям ні речовиною, ні енергією.

Закрита система – система, яка обмінюється з довкіллям енергією, але з обмінюється речовиною.

Відкрита система – система, яка обмінюється з навколишнім середовищем та речовиною та енергією.

Компонентами системи називаються індивідуальні речовини, які, будучи взяті в найменшій кількості, є достатніми для опису (освіти) всіх фаз системи. виділення компонентів обумовлено конкретним змістом системи та залежить від тих хімічних реакцій, які протікають усередині системи та при її взаємодії із зовнішнім середовищем. У складних мінеральних системах як компоненти зазвичай виступають оксиди або елементи.

Параметрами називаються величини, з яких може бути описано стан системи. Фундаментальні параметри систем: температура (Т), ентропія (S), тиск (р), об'єм (V), маси компонентів (m a ...m k) та їх хімічні потенціали (μ a ... μ k).

Екстенсивними називаються парам етри, що мають властивість адитивності (доданки), тобто екстенсивні параметри залежать від маси або числа частинок системи. До екстенсивних параметрів відносяться обсяг, ентропія та маси компонентів. Екстенсивні параметри іноді називають параметрами ємності. Інтенсивними параметрами або параметрами напруженості називаються такі, які не залежать від маси або числа частинок системи. До них відносяться температура, тиск та хімічні потенціали компонентів.

Існує чудова властивість термодинамічних параметрів, яку можна назвати властивістю симетричності та сполученості. Властивість симетричності полягає в тому, що будь-який термодинамічний процес у системі характеризується парою параметрів, один з яких інтенсивний, інший – екстенсивний.

Перше початок термодинаміки є закон збереження енергії, одне із загальних законів природы:Энергия неуничтожаема і несотворяема; вона може лише переходити з однієї форми до іншої в еквівалентних співвідношеннях.

Перший початок термодинаміки являє собою постулат

Повна енергія ізольованої системи стала;

Неможливий вічний двигун першого роду (двигун, який здійснює роботу без витрати енергії).

Перший початок термодинаміки встановлює співвідношення між теплотою Q, роботою А та зміною внутрішньої енергії системи ΔU: Рівняння 1є математичним записом 1-го початку термодинаміки для кінцевого, рівняння 2 – для нескінченно малої зміни стану системи.

Внутрішня енергія є функцією стану; це означає, що зміна внутрішньої енергії U не залежить від шляху переходу системи зі стану 1 в стан 2 і дорівнює різниці величин внутрішньої енергії U 2 і U 1 в цих станах:

Ізохоричний процес (V = const; ΔV = 0). поглинання або виділення тепла пов'язане тільки з виділенням Е

Ізотермічний процес (Т = const). це процес квазістатичного розширення або стиснення речовини, що знаходиться в контакті з тепловим резервуаром.

Ізобаричний процес (Р=const).

Адіабатичний процес (Q = 0). Це процес квазістатичного розширення або стиснення газу в посудині з теплонепроникними відтінками. А=- U

ВНУТРІШНЯ ЕНЕРГІЯ термодинамічні. ф-ція стану системи, її енергія, яка визначається внутр. станом. Внутрішня енергія складається в осн. з Кінетіч. енергії руху частинок (атомів, молекул, іонів, електронів) та енергії взаємодій. між ними (внутрішньо- та міжмолекулярною).

При ізотермічному процесі внутрішня енергія ідеального газу змінюється. Все передане газу кількість теплоти йде на виконання роботи: Q = A

Зміна внутрішньої енергії при ізобарному процесі: U = 3/2 · v · R · T.

зміна внутрішньої енергії при адіабатному: Q = m · C p D · T / m.

Ентальпія-величина, пропорційна кількості в-ва і вимірюється в [КДж/моль] Н<0-экзотермический, Н>0 ендотермічний.

При взаємодії газообр. в-в утворюється Н2О, яка може бути в різних станах.

Стандартний стан ентальпій Т=298К, Р=101,325кПа