Химические свойства углерода

Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только с фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

 

Восстановительные свойства проявляются при взаимодействии:

· с кислородом:

t

C + O₂ → CO₂;

- при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:

t

2C + O₂ → 2C⁺²O (угарный газ);

· с фтором: С + 2F₂ → CF₄;

· с водяным паром:

C + H₂O –^1200ºC→С⁺²O + H₂ (водяной газ);

· с оксидами металлов:

C + 2CuO –^tºC→ 2Cu + C⁺⁴O₂;

· с кислотами – окислителями:

C + 2H₂SO₄(конц.) → С⁺⁴O₂ + 2SO₂ + 2H₂O;

С + 4HNO₃(конц.) → С⁺⁴O₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Окислительные свойства углерода подтверждают реакции:

· с металлами, в результате которых образуются карбиды:

4Al + 3C → Al₄C₃; Ca + 2C→ CaC₂ ^{- 4};

· с водородом: C + 2H₂ → CH₄

2.3.5. Оксид углерода (II) - CO

 

Угарный газ: бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, tкип = –192ºC;

t пл. = –205ºC.

Получение

· в промышленности (в газогенераторах):

C + O₂ ® CO₂; CO₂ + C ® 2CO;

· в лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H₂SO₄(конц.):

HCOOH ® H₂O + CO; H₂C₂O₄ ® CO + CO₂ + H₂O

Химические свойства

При обычных условиях CO инертен; при нагревании проявляет восстановительные свойства восстановитель; относится к несолеобразующим оксидам.

Взаимодействует:

· с кислородом: 2C⁺²O + O₂ → 2C⁺⁴O₂;

· с оксидами металлов: C⁺²O + CuO → Сu + C⁺⁴O₂;

· с хлором (на свету): CO + Cl₂ –^hν→ COCl₂ (фосген);

· с переходными металлами образует карбонилы:

Ni + 4CO –^tºC→ Ni(CO)₄; Fe + 5CO –^tºC→ Fe(CO)₅

2.3.6. Оксид углерода (IV) СO₂

Углекислый газ: бесцветный, без запаха, растворимость в воде - в 1V H₂O растворяется 0,9V CO₂ (при нормальных условиях); тяжелее воздуха;

t пл.= -78,5ºC (твёрдый CO₂ называется "сухой лёд"); не поддерживает горение. В воздухе содержится % СО₂.

Структурная формула:

O=C=O

 

Получение СO₂:

· термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO₃ –^tº→ CaO + CO₂;

· действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂ ;

NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂;

 

 

Химические свойства

· СO₂ - кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:

Na₂O + CO₂ → Na₂CO_3; 2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O;

NaOH + CO₂ → NaHCO₃;

· при повышенной температуре может проявлять окислительные свойства:

С⁺⁴O₂ + 2Mg –^tº→ 2Mg⁺²O + C⁰

Угольная кислота и её соли

Структурна формула угольной кислоты H₂CO₃:

Угольная кислота неустойчива, существует только в водном растворе: CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃

H₂CO₃ – двухосновная кислота, являющаяся слабым электролитом. Диссоциации ее протекает в две ступени:

I. H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃ ^- К₁ = 4,41 * 10^-7;

II. HCO₃ ^- ↔ H⁺ + CO₃^{2 -} К₂ = 5,61 * 10^-11

Для нее характерны все свойства кислот. Образует средние соли карбонаты (СO₃^2-) и кислые соли - гидрокарбонаты (HCO₃ ^-).

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO₃ –^tº→ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂;

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ → 2NaHCO₃.

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании разлагаются с образованием оксида:

CuCO₃ – ^tº→ CuO + CO₂

Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты:

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂ ↑; CO₃^2- + 2H⁺ → H₂O + CO₂ ↑

 

 

КРЕМНИЙ

 

Открыт Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811г. Второй по распространённости элемент в земной коре (27,6% по массе). Электронная формула: 1s²2s²2p⁶ 3s²3p². Степени окисления в соединениях: + 4, - 4. Соединения кремния являются основой многих силикатных и алюмосиликатных минералов.

Аллотропия

Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, имеет большую твёрдость, хрупок, проявляет полупроводниковые свойства; ρ = 2,33 г/см³, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C. Имеет алмазоподобную структуру (sp³- гибридизация атомов кремния). Инертен.

Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, также имееталмазоподобная структура, r = 2 г/см³, более реакционноспособен.

Получение:

 

· карботермическим способом: 2С + Si⁺⁴O₂ –^tº→ Si⁰ + 2CO;

 

· магнийтермическим способом: 2Mg + Si⁺⁴O₂ –^tº→ 2MgO + Si⁰

 

Химические свойства

· Типичный неметалл, инертен.

· Как восстановитель реагирует:

а) с кислородом: Si⁰ + O₂ –^tº→ Si⁺⁴O₂;

б) с фтором (без нагревания): Si⁰ + 2F₂ ® SiF₄↑;

в) с углеродом: Si⁰ + C –^tº→ Si^+4C

(SiC - карборунд – твёрдый; используется для точки и шлифовки);

· с водородом не взаимодействует. Силан (SiH₄) получают разложением силицидов металлов кислотой:

Mg₂Si + 2H₂SO₄ ® SiH₄↑ + 2MgSO₄;

· с кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO₃ + 18HF → 3H₂ [SiF₆] + 4NO + 8H₂O;

· со щелочами реакция протекает при нагревании:

Si⁰ + 2NaOH + H₂O –^tº→ Na₂Si⁺⁴O₃+ 2H₂;

· как окислитель взаимодействует с металлами (образуются силициды):

Si⁰ + 2Mg –^tº→ Mg₂Si^-4.

2.4.1. Силан SiH₄

Бесцветный газ, ядовит, t пл. = -185ºC, tкип. = -112ºC.

Получение

Получают силан действием соляной кислоты на силицид магния:

Mg₂Si + 4HCl → 2MgCl₂ + SiH₄

Химические свойства

· силан окисляется кислородом:

SiH₄ + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O;

· разлагается: SiH₄ → Si + 2H₂

2.4.2. Оксид кремния (IV) (SiO₂)_n

SiO₂ - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма, опал, кремнозём (основная часть песка)

 

Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - каолинит (основная часть глины)

K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - ортоклаз (полевой шпат)

Физические свойства

Твёрдое, тугоплавкое вещество, tпл.= 1728ºC, tкип.= 2590ºC

SiO₂ – кислотный оксид

При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

· с основными оксидами:

SiO₂ + CaO → CaSiO₃;

· со щелочами: SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O;

· с солями: SiO₂ + CaCO₃ –^tº→ CaSiO₃ + CO₂;

SiO₂ + K₂CO₃ –^tº→ K₂SiO₃ + CO₂;

· с плавиковой кислотой:

SiO₂ + 4HF → SiF₄­ + 2H₂O;

SiO₂ + 6HF → H₂ [SiF₆] (гексафторкремниевая кислота) + 2H₂O

(реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Оксид кремния не растворяется в воде.

Кремниевые кислоты

 

 

x SiO₂ * y H₂O

x = 1, y = 1 H₂SiO₃ - метакремниевая кислота;

x = 1, y = 2 H₄SiO₄ - ортокремниевая кислота и т.д.

H₂SiO₃ - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение

Так как оксид кремния нерастворим в воде, то кремниевую кислоту получают реакцией обмена:

Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂SiO₃↓

При нагревании она разлагается:

H₂SiO₃ –^tº→ H₂O + SiO₂.

Отмытый и высушенный гель кремниевой кислоты называется силикагелем. Соли кремниевой кислоты - силикаты.

ПОДГРУППА V-A

Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
(подгруппы азота)

Таблица. Электронное строение и физические свойства

 

Поряд- ковый №	Элемент	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	ЭО	Степени окисления
	Азот (N)	[He] 2s22p3	0,075	3,0	-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5
	Фосфор (P)	[Ne] 3s23p3	0,110	2,1	-3, +1, +3, +5
	Мышьяк (As)	[Ar] 3d104s24p3	0,121	2,0	-3, +3, +5
	Сурьма (Sb)	[Kr] 4d105s25p3	0,141	1,9	-3, +3, +4, +5
	Висмут (Bi)	[Xe] 4f145d106s26p3	0,152	1,9	+3, +5

 

В ряду –N – P – As – Sb – Bi увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается.

N, P - типичные неметаллы; As, Sb - проявляют неметаллические и металлические свойства; Bi - типичный металл.

P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях.

Химические свойства

· Основный характер оксидов R₂O₅ увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкового номера;

· Гидроксиды всех элементов в степени окисления (+5) имеют кислотный характер;

· Основный характер гидроксидов R(OH)₃ увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкового номера:

RO₃^3- + 3H⁺ ↔ R(OH)₃ ↔ R³⁺ + 3OH ^- (R – элемент).

· As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде.

· Восстановительные свойства водородных соединений RH₃ усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкового номера.

АЗОТ

:N≡N:

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе). В молекуле имеются одна σ- и две π- связи.

Получение

· Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.

· Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

NH₄NO₂ –^tº→ N₂ + 2H₂O

Химические свойства

Молекула N₂ очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью, однако при особых условиях может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства, так как находится в промежуточной степени окисления.

· Восстановительные свойства проявляются при высокой температуре (электрическая дуга, 3000ºС):

N₂⁰ + O₂ → 2N⁺²O

(в природе - во время грозы);

· Окислителем азот является в реакциях взаимодействия:

а) c водородом (500º С, катализатор - P):

N₂⁰ + 3H₂ ↔ 2N^-3H_З;

 

б) с активными металлами (со щелочными и щелочно-земельными металлами):

6Li + N₂⁰ → 2Li_ЗN^-3; 3Mg + N₂⁰ –^tº→ Mg_ЗN₂^-3

 

2.5.2. АММИАК (NH₃)

Строение

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ∟HNH = 107,3º. Атом азота находится в sp³- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

 

 

Азот в аммиаке находится в степени окисления -3.

 

Химические свойства

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму представлено на схеме:

 

 

· Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония:

NH₃ + Н₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-.

· Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония:

NH₃ + HCl → NH₄Cl; NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄HCO₃;

· Аммиак проявляет восстановительные свойства (окисляется до N₂⁺¹O или N⁺²O);

· При нагревании разлагается:

2N^-3H₃ –^tº→ N₂⁰ + 3H₂;

· Горит в кислороде: a) без катализатора 4N^-3H₃ + 3O₂ → 2N₂⁰ + 6Н₂O;

б) в присутствии катализатора Pt: 4N^-3H₃ + 5O₂ → 4N⁺²O + 6Н₂O;

· Восстанавливает оксиды некоторых металлов:

3Cu⁺²O + 2N^-3H₃ → 3Cu⁰ + N₂⁰ + 3Н₂O

ОКСИДЫАЗОТА

N2+1O оксид азота (I) закись азота, "веселящий газ" N+2O оксид азота (II) окись азота N2+3O3 оксид азота (III) азотистый ангидрид

N+4O2 оксид азота (IV) двуокись азота, диоксид азота N2+5O5 оксид азота (V) азотный ангидрид

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

HNO₂ – Азотистая кислота H–O–N=O

Физические свойства

Существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

Получают действием соляной кислоты на нитриты металлов:

AgNO₂ + HCl → HNO₂ + AgCl↓

Химические свойства

· Азотистая кислота является слабым электролитом. Диссоциирует в водном растворе незначительно: HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂ ^-; К_д = 4 * 10^-4

· ее соли (нитриты) – устойчивы:

HNO₂ + NaOH → NaNO₂ + H₂O;

· Разлагается при нагревании:

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO↑ + H₂O;

· NO₂^{- _} слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями):

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → 2K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

2I- - 2ē → I20
NO2- + 2H+ + 1ē → NO + H2O

2I^- + 2NO₂^- + 4H⁺ → I₂⁰ + 2NO + 2H₂O

· HNO₂ - сильный восстановитель:

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl

2Cl⁰ + 2ē → 2Cl^-

HNO₂ ─ 2ē + H₂O → NO₃^─ + 3H⁺

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → NO₃^─ + 2Cl^- + 3H⁺

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

HNO₃ – Азотная кислота

 

или

O H – O – N O

 

Физические свойства

Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; tпл.= - 41ºC;

Tкип = 82,6ºС, ρ = 1,52 г/см³

Получение

· Лабораторный способ:

KNO₃ + H₂SO₄(конц) –^tº→ KHSO₄ + HNO₃↑;

· Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:

a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO:

4NH₃ + 5O₂ –^{500ºC, Pt}→ 4NO + 6H₂O;

б) Окисление кислородом воздуха NO до NO₂:

2NO + O₂ → 2NO₂;

c) Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода:

4NO₂ + О₂ + 2H₂O ↔ 4HNO₃

Химические свойства

Азотная кислота является очень сильным электролитом. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: HNO₃ → H⁺ + NO₃ ^-.

Реагирует:

· с основными оксидами:

CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O; CuO + 2H⁺ → Cu²⁺ + H₂O;

· с основаниями: HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O; H⁺ + OH ^- → H₂O;

· вытесняет слабые кислоты из их солей:

2HNO₃ + Na₂CO₃ → 2NaNO₃ + H₂O + CO₂↑

2H⁺ + СO₃^{2 -} → H₂O + CO₂↑

Азотная кислота - сильный окислитель:

· Разлагается на свету и при нагревании:

4HNO₃ –^{tºC, hν}→ 2H₂O + 4NO₂↑ + O₂↑:

· Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция");

· При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород (см. метод. разработку часть I):

металл + HNO_3разб. → соль азотной кислоты + вода + газ (N_2, N₂O, NO, или NH₄⁺ в зависимости от активности металла);

металл + HNO_3конц.→ соль азотной кислоты + вода + NO₂ (независимо от активности металла)

 

· С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S⁰ + 6HNO₃(конц) → H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O;

B⁰ + 3HNO₃ → H₃B⁺³O₃ + 3NO₂;

3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O → 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Фосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается. Электронная конфигурация 1S²2S²2P⁶ 3S²3P³. Высшая положительная степень окисления фосфора в соединениях равна (+5), низшая – (-3).

Химические свойства

Фосфор реагирует:

· С кислородом с образованием оксида Р(V):

4P⁰ + 5O₂ –^tºC→ 2P₂⁺⁵O₅;

(при недостатке кислорода: 4P⁰ + 3O₂ –^tºC→ 2P₂⁺³O₃);

· С галогенами и серой: 2P + 3Cl₂ → 2PCl₃;

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅; 2P + 5S –^tºC→ P₂S₅;

· С азотной кислотой:

3P⁰ + 5HN⁺⁵O₃ + 2H₂O → 3H₃P⁺⁵O₄ + 5N⁺²O↑;

· С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:

2P⁰ + 3Mg → Mg₃P₂^-3;

(фосфид магния легко разлагается водой):

Mg₃P₂ + 6H₂O → 3Mg(OH)₂ + 2PH₃↑(фосфин));

3Li + P → Li₃P^-3

· С раствором щелочи:

4P + 3NaOH + 3H₂O → PH₃­ + 3NaH₂PO₂

(Реакция диспропорционирования)

 

P₂⁺³ O₃ - фосфористый ангидрид (оксид фосфора (III)).

Белые кристаллы, t°пл.= 24° С; t°кип.= 175°C. Существует в виде нескольких модификаций. В парах состоит из молекул P₄O₆. P₂O₃ соответствует фосфористая кислота H₃PO₃.

Получение: Окисление фосфора при недостатке кислорода:

4P + 3O₂ → 2P₂O₃

Химические свойства

Для P₂O₃ характерны все свойства кислотных оксидов. Оксид фосфора (III) растворяется в воде с образованием фосфористой кислоты, являющейся слабым электролитом: P₂O₃ + 3H₂O → 2H₃PO₃.

Является сильным восстановителем и при взаимодействии с кислородом образует оксид фосфора (V): O₂+ P₂⁺³O₃ → P₂⁺⁵O₅

P₂⁺⁵O₅ - фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)).

Белые кристаллы, tпл.= 570º С, tкип.= 600ºC, ρ = 2,7 г/см³. Имеет несколько модификаций. В парах состоит из молекул P₄H₁₀, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Получение:

4P + 5O₂ → 2P₂O₅

Химические свойства

Оксид фосфора (V), проявляя кислотные свойства: реагирует с водой, основными оксидами и щелочами:

· P₂O₅ + H₂O → 2HPO₃(метафосфорная кислота);

P₂O₅ + 2H₂O → H₄P₂O₇(пирофосфорная кислота);

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄(ортофосфорная кислота);

· P₂O₅ + 3BaO → Ba₃(PO₄)₂;

P₂O₅ + 6KOH → 2K₃PO₄+ 3H₂O

· P₂O₅ - сильное водоотнимающее средство:

P₂O₅+ 2HNO₃ → 2HPO₃ + N₂O₅;

P₂O₅+ 2HClO₄ → 2HPO₃+ Cl₂O₇

HP⁺⁵O₃ - Метафосфорная кислота

 

Получение

P₂O₅+ H₂O → 2HPO₃

Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO₃ – метафосфат калия)

Химические свойства

Характерны все свойства кислот.

H₃P⁺⁵O₃ Фосфористая кислота

 

Бесцветное кристаллическое вещество; tпл.= 74ºС, хорошо растворимое в воде.

Получение

PCl₃+ 3H₂O → H₃PO₃+ 3HCl

Химические свойства

· Водный раствор H₃PO₃ - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):

H₃PO₃+ 2NaOH → Na₂HPO₃+ 2H₂O;

· При нагревании превращается в ортофосфорную кислоту и фосфин:

4H₃PO₃ → 3H₃PO₄+ PH₃;

· Проявляет восстановительные свойства:

H₃PO₃+ HgCl₂+ H₂O → H₃PO₄+ Hg + 2HCl

H₃P⁺⁵O₄ Ортофосфорная кислота

Белое твердое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимое в воде; tпл.= 42ºС, ρ= 1,88 г/см³.

Диссоциация:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^-

H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3-

Ортофосфорная кислота – кислота трехосновная средней силы. Она образует средние соли - ортофосфаты (Na₃PO₄) и два типа кислых солей - дигидрофосфаты (NaH₂PO₄) и гидрофосфаты (Na₂HPO₄).

Получение

· Растворением фосфорного ангидрида в воде: P₂O₅+ 3H₂O → 2H₃PO₄;

· Промышленный способ:

а) Взаимодействием ортофосфатат кальция с серной кислотой: Ca₃(PO₄)₂(твердый) + 3H₂SO₄(конц.) → 2H₃PO₄ + 3CaSO₄↓;

б) Растворением фосфора в азотной кислоте:

3P + 5HNO₃+ 2H₂O → 3H₃PO₄+ 5NO↑

Химические свойства

Для ортофосфорной кислоты характерны все свойства кислот – неокислителей. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.

2H₃PO₄ –^tº→ H₄P₂O₇ + H₂O

Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO₄^{3 -} :

3Ag⁺ + PO₄^3- → Ag₃PO₄↓(ярко-желтый осадок)

 

 

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
ЭЛЕМЕНТОВ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫVI ГРУППЫ

 

Электронное строение и физические свойства.

 

Поряд- ковый №	Элемент	Относитель- ная атомная масса	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	ПИ эВ	Э.О	Степени окисления
	Кислород (O)	15,9994	[He] 2s22p4	0,066	14,5	3,5	-2, -1, +1, +2
	Сера (S)	32,06	[Ne] 3s23p4	0,105	10,5	2,6	-2, +2, +3, +4, +5, +6
	Селен (Se)	78,96	[Ar] 3d104s24p4	0,116	9,8	2,01	-2, +4, +6
	Теллур (Te)	127,60	[Kr] 4d105s25p4	0,143	8,6	1,9	-3, +3, +4, +5
	Полоний (Po)	208,98	[Xe] 4f145d106s26p4	0,176	7,8	1,76	+2, +4

КИСЛОРОД

Самый распространенный элемент на Земле; в воздухе - 21% по объему; в земной коре - 49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе.

Способы получения

· Промышленный способ (перегонка жидкого воздуха).

· Лабораторный способ (разложение некоторых кислородосодержащих веществ):

2KMnO₄ –^tº→ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑;

2KClO₃ –^t_;MnO2→ 2KCl + 3O₂↑;

2H₂O₂ –^MnO2→ 2H₂O + O₂↑

Химические свойства

Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением.

С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия с фтором) кислород является окислителем.

Кислород взаимодействует:

· с неметаллами: C + O₂ → CO₂; S + O₂ → SO₂;

2H₂ + O₂ → 2H₂O

· с металлами: 2Mg + O₂ → 2MgO;

2Cu + O₂ –^tº→ 2CuO

· со сложными веществами: 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂;

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O; CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

ОЗОН O₃

Озон - аллотропная модификация кислорода.

Получение:

3O₂ → 2O₃

· Во время грозы (в природе), (в лаборатории) в озонаторе;

· Действием серной кислоты на пероксид бария:

3BaO₂ + 3H₂SO₄ → 3BaSO₄ + 3H₂O + O₃↑

Химические свойства

· Неустойчив: O₃ → O₂ + O;

· Сильный окислитель:

2KI + O₃ + H₂O → 2KOH + I₂ + O₂

 

Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.

СЕРА

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), tкип = 445º С.

Получение

· Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.

· Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода):

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

· Реакция Вакенродера: 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Химические свойства

Окислительные свойства серы
(S⁰ + 2ē → S^-2)

· Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

2Na + S → Na₂S;

· c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t:

2Al + 3S –^tº→ Al₂S₃; Zn + S –^tº→ ZnS;

· с некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

H₂ + S → H₂S; 2P + 3S → P₂S₃; C + 2S → CS₂

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S - 2ē → S⁺²; S - 4ē → S⁺⁴; S - 6ē → S⁺⁶)

· c кислородом: S + O₂ –^tº→ S⁺⁴O₂; 2S + 3O₂ –^{tº; pt}→ 2S⁺⁶O₃;

· c галогенами (кроме йода):

S + Cl₂ → S⁺²Cl₂

· c кислотами - окислителями:

S + 2H₂SO₄(конц) → 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O;

S + 6HNO₃(конц) → H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

· Реакции диспропорционирования:

3S⁰ + 6KOH → K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O;

· сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃ → Na₂S₂O₃ тиосульфат натрия

 

 

СЕРОВОДОРОД

 

Получение:

· взаимодействием с водородом:

H₂ + S ←^tº→ H₂S;

· действием соляной кислоты на сульфид железа (11):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Химические свойства

· Раствор H₂S в воде – слабая двухосновная кислота:

H₂S ↔ H⁺ + HS ^-; HS ^- ↔ H⁺ + S^2-;

K₁ = ([H⁺] • [HS^-]) / [H₂S] = 1 • 10^-7;

K₂ = ([H⁺] • [S^2-]) / [HS ^- ] = 1,3 • 10^-14

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

· Взаимодействует с основаниями:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O;

· H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

H₂S^-2 + Br₂ → S⁰ + 2HBr;

H₂S^-2 + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl;

H₂S^-2 + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl;

3H₂S^-2 + 8HNO₃ (конц) → 3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O;

H₂S^-2 + H₂S⁺⁶O₄ (конц) → S⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O;

(при нагревании реакция идет по - иному:

H₂S^-2 + 3H₂S⁺⁶O₄ (конц) –^t°→ 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O)

· Сероводород окисляется:

при недостатке O₂: 2H₂S^-2 + O₂ → 2S⁰ + 2H₂O;

при избытке O₂: 2H₂S^-2 + 3O₂ → 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O;

· Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O;

· Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃;

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃; Pb²⁺ + S^{2 -} → PbS↓

Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.

· Реставрация: PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄(белый) + 4H₂O

Сульфиды

· Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:

K₂S + H₂O ↔ KHS + KOH; S^2- + H₂O ↔ HS^- + OH^-;

· Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа(включительно), растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H₂SO₄ →ZnSO₄ + H₂S↑; HgS + H₂SO₄ ≠

Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO₃:

FeS₂ + 8HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O;

· Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов: Na₂S + nS → Na₂S_n+1 (1 < n < 5).

Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например: 2Na₂S₂ + 3O₂ → 2Na₂S₂O₃

На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

 

ОКСИДЫСЕРЫ

Оксид серы IV

SO₂ (сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 40V SO₂ при н.у.); tпл. = – 75,5ºC; tкип. = – 10ºС. Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

· При сжигании серы в кислороде: S + O₂ → SO₂;

· 2) Окислением сульфидов: 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑;

· Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂↑ + H₂O;

· При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H₂SO₄(конц) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Химические свойства

· Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H₂SO₃ (существует только в водном растворе):

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃; H₂SO₃ ←^K1→ H⁺ + HSO₃ ^-; HSO₃ ^- ←^K2→ 2H⁺ + SO₃^{2 -};

K₁ = ([H⁺] · [HSO₃^-]) / [H₂SO₃] = 1,6 · 10 ^{- 2}

 

H₂SO₃ образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты):

Ba(OH)₂ + SO₂ → BaSO₃↓(сульфит бария) + H₂O;

Ba(OH)₂ + 2SO₂ → Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария);

· Реакции окисления (S⁺⁴ – 2ē → S⁺⁶);

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr;

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

2Na₂SO₃ + O₂ → 2Na₂SO₄; 2SO₃^{2 -} + O₂ → 2SO₄^{2 -}_;

· Реакции восстановления (S⁺⁴ + 4ē → S⁰): SO₂ + С –^t°→ S + СO₂;

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

Оксид серы VI

SO₃ (серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая жидкость, tпл. = 17ºC; tкип. = 66º С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах):

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Твердый SO₃ существует в трех модификациях. SO₃ хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

Получение

· Окисление SO₂: 2SO₂ + O₂ –^{кат; 450°C}→ 2SO₃;

· Термическое разложение сульфата железа (111):

Fe₂(SO₄)₃ –^t°→ Fe₂O₃ + 3SO₃↑

Химические свойства

· Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄; H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄ ^- ; HSO₄ ^- ↔ 2H⁺ + SO₄^{2 -}.

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты): 2NaOH + SO₃ → Na₂SO₄ + H₂O; NaOH + SO₃ → NaHSO₄;

· SO₃ – сильный окислитель.

СЕРНАЯ КИСЛОТА

H₂SO₄

 

 

Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); ρ= 1,84 г/см³; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; tпл. = 10,3ºC,

tкип. = 296ºС, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!

Химические свойства

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота.

Взаимодействует:

· с металлами:

a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) → Zn⁺²SO₄ + H₂⁰↑

б) концентрированная H₂⁺⁶SO₄ – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S⁺⁴O₂, S⁰ или H₂S ^{- 2} (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):

2Ag⁰ + 2H₂⁺⁶SO₄ → Ag₂⁺¹SO₄ + S⁺⁴O₂↑ + 2H₂O;

8Na⁰ + 5H₂⁺⁶SO₄ → 4Na₂⁺¹SO₄ + H₂S^-2↑ + 4H₂O

· концентрированная H₂S⁺⁶O₄ реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S