Неметаллы VIА-подгруппы презентация

Неметаллы VIА-подгруппы

Неметаллы VIА-подгруппы Элементы VIА-подгруппы являются неметаллами, кроме Po. Связь между атомами в простых веществах – ковалентная. Кислород сильно отличается от других элементов подгруппы и играет особую роль в химии. Поэтому химия кислорода выделена в отдельную лекцию. Среди остальных элементов наибольшее значение имеет сера. Химия серы очень обширна, так как сера образует огромное количество разнообразных соединений. Ее соединения широко используются в химической практике и в различных отраслях промышленности. При обсуждении неметаллов VIА–подгруппы наибольшее внимание будет уделено химии серы.

Неметаллы VIА-подгруппы

Элементы VIА-подгруппы часто объединяют под общим названием «халькогены», что означает «образующие руды». Элементы VIА-подгруппы часто объединяют под общим названием «халькогены», что означает «образующие руды». Действительно многие металлы находятся в природе в виде оксидов и сульфидов; в сульфидных рудах в незначительных количествах присутствуют селениды и теллуриды.

Сера Характерные степени окисления

Содержание S в земной коре составляет около 0,04 масс.%. Содержание S в земной коре составляет около 0,04 масс.%. Она встречается в виде простого вещества, образующего большие подземные залежи, и в виде сульфидных и сульфатных минералов.

В простом веществе атомы серы связаны -связью с двумя соседними за счет неспаренных электронов. В простом веществе атомы серы связаны -связью с двумя соседними за счет неспаренных электронов. Более устойчива структура, из восьми атомов серы, объединенных в гофрированное кольцо, напоминающее корону. Существует несколько модификаций серы: ромбическая сера, моноклинная и пластическая сера. При обычной температуре сера находится в виде желтых хрупких кристаллов ромбической формы (-S), образованных молекулами S8.

Сероводород H2S – это бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. Сероводород H2S – это бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. Мало растворяется в воде. Концентрация H2S в насыщенном растворе составляет ~ 0,1 моль/л. Сероводородная кислота является одной из самых слабых кислот: H2S  H+ + HS – , K1= 6.10 –8, HS –  H+ + S 2– , K2= 1.10 –14 При длительном стоянии растворов H2S на воздухе из них выпадает осадок серы из-за медленного окисления сероводорода кислородом. 2H2S + O2 = 2S + 2H2O Сероводород можно получить, действуя соляной кислотой на сульфид железа. FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.

Сульфиды. Это соли сероводородной кислоты. Сульфиды. Это соли сероводородной кислоты. Известно много природных сульфидов. Сульфиды многих тяжелых цветных металлов являются промышленно важными рудами. Сульфиды металлов, кроме щелочных и щелочноземельных металлов нерастворимы в воде. Сульфидный анион S2– является сильным акцептором протона. Поэтому растворимые сульфиды в сильной степени подвержены гидролизу, их растворы имеют заметную щелочную среду, к тому же ощущается запах сероводорода. Na2S + H2O  NaHS + NaOH, NaHS + H2O  H2S + NaOH

Сульфиды и H2S проявляют восстановительные свойства Сульфиды и H2S проявляют восстановительные свойства H2S, S2– + окислитель  S, (SO2, SO42–) 3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 +K2SO4 +7H2O Сульфаны. Полисульфиды. Стремление серы к образованию гомоцепей –S–S– проявляется в образовании сульфанов и полисульфидов. Сульфанами называют соединения серы с водородом типа H2Sx, где х = 123. H2S – является моносульфаном. Все сульфаны, кроме H2S, – это жидкости желтого цвета с удушливым запахом. Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии серы с сульфидами при сплавлении или в концентрированном растворе Na2S. Число атомов S в полисульфидах изменяется от 2 до 8, но чаще всего равно двум. Природным полисульфидом является пирит FeS2.

Диоксид серы SO2 – это бесцветный тяжелый газ с резким удушливым запахом; ядовит. Жидкий SO2 используется как неводный растворитель. Диоксид серы SO2 – это бесцветный тяжелый газ с резким удушливым запахом; ядовит. Жидкий SO2 используется как неводный растворитель. Газ SO2 хорошо растворяется в воде до ~1,5 моль/л. При его растворении в воде образуются гидраты SO2 . nH2O, которые называют сернистой кислотой и условно описывают формулой H2SO3, но таких молекул в растворе нет. Сернистая кислота образует средние соли – сульфиты и кислые соли – гидросульфиты. Соли сернистой кислоты можно получить взаимодействием SO2 со щелочью. SO2 + 2NaOH = Na2SO3, SO2 + NaOH =NaHSO3 В воде растворимы только сульфиты щелочных металлов.

SO2 и сульфиты проявляют восстановительные свойства и окисляются в водных растворах до сульфатов. SO2 и сульфиты проявляют восстановительные свойства и окисляются в водных растворах до сульфатов. SO2 (г.), SO32– + окислитель  SO42– 3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Эта реакция является пробой на наличие SO2. SO2 и сульфиты могут быть восстановлены, обычно до S. SO2 (г.), SO32– (р.) + восстановитель  S (т.) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

Триокид серы SO3 при обычных условиях – твердое белое вещество. Триокид серы SO3 при обычных условиях – твердое белое вещество. У SO3 сильно выраженные кислотные свойства. Он экзотермически реагирует с водой с образованием серной кислоты. Серная кислота H2SO4 – бесцветная маслянистая едкая жидкость с плотностью 1,84 г/см, кипит при 340оС, разлагаясь с образованием SO3 и H2O. При растворении SO3 в концентрированной серной кислоте получают олеум, что в переводе с греческого означает "масло". Олеум содержит смесь нескольких кислот, которые можно рассматривать как продукт присоединения SO3 к серной кислоте: H2SO4 . хSO3. Если х = 1, это соответствует дисерной или пиросерной кислоте – H2S2O7; х также может принимать значения 2 и 3.

Серная кислота – сильная двухосновная кислота. Серная кислота – сильная двухосновная кислота. В воде она диссоциирует по схеме: H2SO4  H+ + HSO4– , K= 103; HSO4–  H+ + SO42– , K= 10– 2 Серная кислота принимает участие во всех реакциях, характерных для кислот. Серная кислота имеет в своем составе два окислителя: ион водорода и сульфат-ион. В разбавленной серной кислоте окисление металлов осуществляется за счет водородных ионов: 2H+ + 2e– = H2 В ней растворяются только те металлы, которые стоят в ряду активности до водорода.

В концентрированной серной кислоте окислителем выступает сульфат-ион. В концентрированной серной кислоте окислителем выступает сульфат-ион. SO42– + восстановитель  SO2, S, H2S Продукт восстановления зависит от силы восстановителя: более сильные восстановители приводят к образованию H2S, а более слабые – к образованию SO2. Концентрированная серная кислота H2SO4 (конц.) окисляет даже некоторые металлы, стоящие в ряду активности после водорода, например медь, а также многие неметаллы: Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 (г.) + 2H2O, C + 2H2SO4 (конц.) = CO2 (г.) + 2SO2 (г.) + 2H2O, 3H2S + H2SO4 (конц.) = 4S (т.) + 4H2O

Самым широко используемым соединением серы в промышленности является серная кислота. Мировой объем производства H2SO4составляет 136 млн.т/год. Самым широко используемым соединением серы в промышленности является серная кислота. Мировой объем производства H2SO4составляет 136 млн.т/год. Промышленное производство серной кислоты состоит из следующих стадий: 1. Производство SO2. Его получают либо окислением самородной серы, либо окислением пирита FeS2. SO2 получается в металлургии как побочный продукт при обжиге сульфидных руд. 2. Каталитическое окисление SO2 до SO3. Катализатор – V2O5 или платинированный асбест. 2SO2 (г.) + O2 (г.) = 2SO3 (г.) 3. SO3 затем реагирует с концентрированной серной кислотой с образованием олеума. Олеум разбавляют водой и получают концентрированную серную кислоту (98%).

Большинство сульфатов растворимо в воде, за исключением сульфатов свинца, стронция, бария и малорастворимого CaSO4. Большинство сульфатов растворимо в воде, за исключением сульфатов свинца, стронция, бария и малорастворимого CaSO4. Реакцию Ba2+ + SO42- = BaSO4 (т.) используют для аналитического обнаружения сульфат-ионов. Сульфат-ионы в растворе гидролизу не подвергаются. Кристаллогидраты сульфатов некоторых металлов, таких как Cu, Ni, Co, Fe, называют купоросами, например, CuSO4 . 5H2O-медный купорос. Кристаллогидраты двойных сульфатов называют квасцами, например, K2SO4.Cr2(SO4)3. 24H2O – хромокалиевые квасцы.

Политионовые кислоты. Это двухосновные кислоты. Общую формулу политионовых кислот можно записать как H2SxO6 или в следующем виде: H2[O3S – Sx – SO3]. Политионовые кислоты. Это двухосновные кислоты. Общую формулу политионовых кислот можно записать как H2SxO6 или в следующем виде: H2[O3S – Sx – SO3]. Тиосульфаты. При замене в сульфат-ионе одного из кислородных атомов на атом серы образуется тиосульфат-ион S2O32–. Это анион очень неустойчивой тиосерной кислоты H2S2O3. Тиосерная кислота разлагается даже в разбавленных растворах: H2S2O3 = SO2 + S + H2O Тиосульфаты проявляют восстановительные свойства. 2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2 NaI Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O = 2H2SO4 + 6HCl + 2NaCl Ион S2O32- образует прочные комплексы с катионами некоторых металлов, например, Na3[Ag(S2O3)2]

Пероксосерные кислоты – это кислоты, содержащие группу –О–О–. Пероксосерные кислоты – это кислоты, содержащие группу –О–О–. Пероксомоносерная кислота H2SO5 , в ней одна из групп –ОН серной кислоты заменена на группу (–О–ОН). Пероксодисерная кислота H2S2O8, в ней две группы (HO–SO2 ) – связаны через пероксогруппу–О–О–. Пероксомоносерная H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты легко разлагаются с образованием O2 и H2SO4 или H2O2 и H2SO4. При гидролизе перокодисерной кислоты получается пероксид водорода: H2S2O8 + 2H2O = H2O2 + 2HSO4– + 2H+ Соли перокодисерной кислоты называют персульфатами. Пероксокислоты и их соли являются очень сильными окислителями. Восстановление пероксосульфатов происходит в соответствии с полуреакцией: S2O82– + 2e– = 2SO42–, Ео = +2,01 В.

Фторсульфоновая кислота HSO3F – очень сильная кислота. Формально ее можно рассматривать как результат замещения в серной кислоте группы (–ОН) на F. Фторсульфоновая кислота HSO3F – очень сильная кислота. Формально ее можно рассматривать как результат замещения в серной кислоте группы (–ОН) на F. Хлорсульфоновая кислота HSO3Cl. Формально ее можно рассматривать как результат замещения в серной кислоте группы –ОН на Cl. Хлористый сульфурил SO2Cl2 – бесцветная резко пахнущая жидкость. Формально его можно рассматривать как результат замещения в серной кислоте двух групп –ОН на два атома хлора. Хлористый сульфурил и хлорсульфоновая кислота разлагаются водой. Галогениды серы: SF6, SF4, SF2, S2F10, с хлором: SCl4, SCl2, SxCl2. При переходе от F к Br уменьшается склонность серы к взаимодействию с ними.

Простые вещества Se и Te являются весьма ценными материалами. Серый кристаллический селен используется в фотоэлементах и выпрямителях. Селениды и теллуриды применяются для изготовления фотоэлементов и фоторезисторов (ZnSe, CdSe). Моноселениды Ga, Pb, Zn, Cd – лазерные материалы. Простые вещества Se и Te являются весьма ценными материалами. Серый кристаллический селен используется в фотоэлементах и выпрямителях. Селениды и теллуриды применяются для изготовления фотоэлементов и фоторезисторов (ZnSe, CdSe). Моноселениды Ga, Pb, Zn, Cd – лазерные материалы. Валентные электроны:

Селен имеет несколько полиморфных форм. Более устойчивым является серый селен – кристаллическое вещество. Менее устойчивыми формами селена являются: красный селен и черный стекловидный селен. Селен имеет несколько полиморфных форм. Более устойчивым является серый селен – кристаллическое вещество. Менее устойчивыми формами селена являются: красный селен и черный стекловидный селен. Теллур имеет две полиморфные формы : аморфную темно-коричневую и серебристо-серую. Простые вещества проявляют восстановительные и окислительные свойства. В ряду S, Se, Te восстановительные свойства простых веществ усиливается, а окислительная активность уменьшается. С металлами селен и теллур реагируют при нагревании, образуя селениды и теллуриды. 2Cu + Se = Cu2Se, 2Ag + Te = Ag2Te

Селен и теллур окисляются кислородом с образованием диоксидов ЭО2 только при нагревании. На воздухе оба неметалла устойчивы. Селен и теллур окисляются кислородом с образованием диоксидов ЭО2 только при нагревании. На воздухе оба неметалла устойчивы. Э + О2 = ЭО2 При окислении Se и Te концентрированными азотной и серной кислотой получаются селенистая и теллуристая кислоты. Э + 2H2SO4 = H2ЭO3 + 2SO2 + H2O При кипячении в растворах щелочей селен и теллур диспропорционируют. 3Se + 6KOH = 2K2Se + K2SeO3 +3H2O

Щелочные металлы, медь и серебро образуют селениды и теллуриды, которые можно рассматривать как соли селено- и теллуроводородных кислот. Щелочные металлы, медь и серебро образуют селениды и теллуриды, которые можно рассматривать как соли селено- и теллуроводородных кислот. Известны природные селениды и теллуриды: Cu2Se, PbSe ,Cu2Te, Ag2Te, PbTe. Соединения селена и теллура с водородом: H2Sе и H2Te – бесцветные токсичные газы с очень неприятным запахом, растворяясь в воде, образуют слабые кислоты. В ряду H2S, H2Se, H2Te увеличивается сила кислот. В ряду H2S, H2Se, H2Te усиливаются восстановительные свойства. В водных растворах H2Se и H2Te быстро окисляются кислородом воздуха. 2H2Se + O2 = 2Se + 2H2O

Диоксиды селена и теллура – кристаллические вещества. Диоксиды селена и теллура – кристаллические вещества. Оксид SeO2 – хорошо растворяется в воде, образуя селенистую кислоту H2SeO3. Оксид TeO2 плохо растворяется в воде. Оба оксида хорошо растворяются в щелочи, например: SeO2 + 2NaOH = Na2SeO3 + H2O Селенистая кислота H2SeO3 – твердое белое вещество. Теллуристую кислоту описывают формулой TeO2 . xH2O, указывающую на ее переменный состав. Селенистая и теллуристая кислоты – слабые, теллуристая проявляет амфотерность. Селенистая кислота хорошо растворима, а теллуристая существует только в разбавленном растворе.

Селениты и теллуриты похожи на сульфиты. При действии на них сильных кислот получаются селенистая и теллуристая кислоты. Селениты и теллуриты похожи на сульфиты. При действии на них сильных кислот получаются селенистая и теллуристая кислоты. Степень окисления (+4) у селена и теллура устойчива, но сильные окислители могут окислить соединения Se (+4) и Te (+4) до степени окисления (+6). 5H2SeO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5H2SeO4 + 2MnSO4 + K2SO4 +3H2O Восстановительные свойства соединений Se (+4) и Te (+4) выражены заметно слабее, чем у серы (+4). Поэтому возможны реакции типа: H2ЭO3 + 2SO2 + H2O = Э + 2H2SO4 Этим способом можно выделить осадки красного селена и черного теллура.

Триоксид SeO3 – твердое белое вещество, образованное молекулами тримера (SeO3)3. Триоксид селена хорошо растворяется в воде, обладает сильными окислительными свойствами. SeO3 получают, вытесняя его из селеновой кислоты триоксидом серы. Триоксид SeO3 – твердое белое вещество, образованное молекулами тримера (SeO3)3. Триоксид селена хорошо растворяется в воде, обладает сильными окислительными свойствами. SeO3 получают, вытесняя его из селеновой кислоты триоксидом серы. Триоксид TeO3 – твердое желтое вещество, не растворяется в воде, разбавленных кислотах и основаниях. TeO3 получают разложением ортотеллуровой кислоты при нагревании.

Селеновая кислота H2SeO4 в чистом виде – это бесцветное твердое вещество, хорошо растворимое в воде. Селеновая кислота по силе близка к серной, а теллуровая – слабая кислота. Селеновая кислота H2SeO4 в чистом виде – это бесцветное твердое вещество, хорошо растворимое в воде. Селеновая кислота по силе близка к серной, а теллуровая – слабая кислота. Теллуровая кислота имеет формулу H6TeO6. Все шесть водородных атомов могут быть замещены на атомы металлов, как, например, в солях: Ag6TeO6, Hg3TeO6. Селеновая и теллуровая кислоты медленно действующие, но сильные окислители, более сильные, чем серная кислота. В концентрированной селеновой кислоте растворяется золото: 2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O

Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов / Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., 1994.- 608 с.: ил. Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов / Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., 1994.- 608 с.: ил. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. - 4-е изд., стер. - М.: Химия, 2000. - 592 с.: ил. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению и специальности "Химия" / Я.А. Угай. - 3-е изд., испр. - М.: Высш. шк., 2007. - 527 с.: ил. Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. Учебник для вузов / А.Б. Никольский, А.В. Суворов.– СПб: Химиздат, 2001. - 512 с.: ил.