Элементы подгруппы кислорода.
Общая характеристика элементов подгруппы кислорода
К элементам главной подгруппы VI группы относятся кислород O, сера S, селен Se, теллур Te и радиоактивный полоний Po. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов этих элементов (иногда называемых халькогенами) — ns 2 np 4, для приобретения конфигурации инертного газа атомам не хватает только двух электронов, что объясняет их склонность проявлять окислительные свойства. При переходе от кислорода к полонию окислительные свойства простых веществ ослабляются. Наибольшей окислительной способностью обладают кислород и сера, являющиеся типичными неметаллами. Селен и теллур занимают промежуточное положение между неметаллами и металлами, а полоний — типичный металл.
Для всех элементов подгруппы (кроме полония) характерна степень окисления –2. Все элементы, за исключением кислорода, образуют также соединения, где их степень окисления равна +4 или +6; это связано с наличием свободной d - орбитали в электронной оболочке атома.
Первый представитель группы кислород по электроотрицательности уступает только фтору, поэтому для него почти всегда характерна степень окисления –2. В соединениях со фтором степень окисления кислорода +2, в пероксидах — (–1).
Кислород имеет три стабильных изотопа: 16O, 17O и 18O. В свободном состоянии находится в виде двух аллотропных модификаций — кислорода O2 (газ без цвета и запаха) и озона O3 (газ с характерным запахом).
Кислород — самый распространенный элемент на Земле, он составляет 49,13% от общей массы Земной коры, а также около 90% массы Мирового океана. В воздухе его содержание по объему составляет 21%. Кроме того воздух содержит 78% азота и 1% других газов. Сера встречается в природе в виде залежей самородной серы, сульфидов (в минералах и нефти) и сульфатов (в минералах, морской и речной воде). Основные сульфидные полезные ископаемые: железный колчедан FeS2, цинковая обманка ZnS и галенит PbS; сульфатные — гипс CaSO4 и барит BaSO4. Соединения серы содержатся также в природном газе (в виде примесей сероводорода). Всего в земной коре около 0,03% серы; морская вода содержит примерно 0,1% серы.
Сера имеет четыре стабильных изотопа: 32S, 33S, 34S и 36S. Как и для кислорода, для серы характерно наличие аллотропных модификаций. В обычных условиях устойчива ромбическая сера — твердое вещество желтого цвета, кроме нее существуют сера моноклинная, состоящая из циклических молекул S8, и пластическая сера. Наиболее устойчива из них ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются другие модификации. Важнейшие свойства элементов подгруппы кислорода и образованных ими простых веществ представлены в табл.2.1.
Таблица 2.1
Свойства элементов
подгруппы кислорода и простых веществ
Атомный номер | Название, химический символ | Потенциал ионизации, эВ | ЭО | Степени окисления | r, г/см3 | tпл, oC | tкип, oC |
Кислород O | 13,6 | 3,44 | –2, –1, 0, +1, +2 | 1,27 (ж.) | –219 | –183 | |
Сера S | 10,4 | 2,58 | –2, 0, +2, +3, +4, +5, +6 | 2,07 | |||
Селен Se | 9,8 | 2,55 | –2, 0, +4, +6 | 4,79 | |||
Теллур Te | 9,0 | 2,10 | –2, 0, +4, +6 | 6,25 | |||
Полоний Po | 8,4 | 2,0 | 0, +2, +4 | 9,32 |
С увеличением атомной массы от кислорода к теллуру возрастают температуры плавления и кипения, а также плотность простых веществ, образуемых элементами. В той же последовательности темнеет окраска неметаллических модификаций: O2 — бесцветный, S — желтая, Se — красный, Te — коричневый.
Кислород и озон
КИСЛОРОД O2 впервые был получен К. Шееле в 1770 г. при нагревании селитры. В 1774 г. Дж. Пристли получил его разложением оксида ртути. Кислород — бесцветный газ без запаха, плохо растворим в воде; жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, t пл = –219 ° C, t кип = –183 ° C.
Химические свойства. 1. В силу высокой окислительной способности кислород реагирует с большинством металлов уже при комнатной температуре, образуя основные оксиды.
При окислении кислородом щелочных металлов только для лития характерно образование оксида Li2O. Остальные щелочные металлы и барий при взаимодействии с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды. Так, наиболее устойчивыми продуктами, образующимися при сгорании натрия и бария в атмосфере кислорода, являются пероксиды:
2Na + O2 = Na2O2;
Ba + O2 = BaO2.
При сгорании остальных щелочных металлов в атмосфере с повышенным давлением кислорода образуются надпероксиды, содержащие ион:
K + O2 = KO2.
2. При нагревании кислород активно взаимодействует и с неметаллами (за исключением гелия, неона, аргона). В атмосфере кислорода с ослепительно ярким пламенем сгорает фосфор; интенсивно, ярко-синим пламенем горит сера; без пламени, постепенно раскаляясь, сгорает древесный уголь:
4P + 5O2 = 2P2O5;
S + O2 = SO2;
C + O2 = CO2.
Реакция кислорода с азотом происходит при 1200 ° C или в электрическом разряде, это обусловлено высокой прочностью тройной связи в молекуле N2:
N2 + O2 ↔ 2NO.
3. Кислород реагирует не только с простыми, но и со многими сложными веществами — сульфидами, селенидами, низшими оксидами и т. д.:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O;
2NO + O2 = 2NO2.
Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу или оксид серы(IV) в зависимости от количества кислорода:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O;
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O.
4. Особое свойство кислорода — способность обратимо взаимодействовать с некоторыми веществами, образуя при этом оксигенильные комплексы, в которых кислород находится в молекулярном виде. Пример такого комплекса — оксигемоглобин (продукт взаимодействия гемоглобина с кислородом), выполняющий в организмах человека и животных функцию переноса кислорода. Химики научились искусственно создавать комплексы, близкие к природным переносчикам кислорода. Центральными атомами этих комплексов являются металлы первого ряда переходных металлов в низших степенях окисления: Mn(II), Fe(II), Co(II), Cu(I).
Получение кислорода. Основные промышленные способы получения кислорода:
1) фракционная перегонка жидкого воздуха (азот, обладающий более низкой температурой кипения, испаряется, а жидкий кислород остается);
2) электролиз воды.
В лаборатории кислород получают разложением некоторых солей кислородсодержащих кислот, оксидов и пероксидов:
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 ;
4K2Cr2O7 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2 ;
2KNO3 2KNO2 + O2 ;
2KClO3 2KCl + 3O2 ;
2Pb3O4 6PbO + O2 ;
2HgO 2Hg + O2 ;
2BaO2 2BaO + O2 ;
2H2O2 2H2O + O2 .
Применение кислорода. Кислород и его соединения играют важнейшую роль в процессах обмена веществ и дыхания. Кислород необходим для производства стали из чугуна, осуществления высокотемпературной сварки металлов, сжигания горючих и топливных материалов, таких, как водород, метан, нефть, уголь и т. п.
ОЗОН O3 —аллотропная модификация кислорода, являющаяся более сильным окислителем, чем кислород. Название «озон» произошло от греческих слов «озо» (пахнуть) или «озин» (пахнущий). Действительно, при небольшой концентрации в воздухе он пахнет свежестью. Озон образуется в атмосфере при грозовых разрядах. В лаборатории его получают пропусканием газообразного кислорода через озонатор (реакция эндотермическая и обратимая; выход озона около 5%):
3O2 ↔ 2O3 — 284 кДж.
Качественной реакцией для обнаружения озона служит взаимодействие с раствором иодида калия. В результате этой реакции образуется иод, который вызывает посинение раствора, содержащего крахмал, за счет образования иод-крахмального комплекса:
2KI + O3 + H2 S O4 = I2 + O2 + K2SO4 + H2O.
С кислородом эта реакция не идет.
При пропускании озона над металлическим серебром, которое обычно устойчиво на воздухе, образуется пероксид серебра черного цвета и выделяется кислород:
2O3 + 2Ag = Ag2O2 + 2O2.
Озон способен окислять сульфиды металлов до сульфатов. Очень наглядна реакция окисления сульфида свинца, имеющего черный цвет, в сульфат, являющийся веществом белого цвета:
3PbS + 4O3 = 3PbSO4.
Озон взаимодействует со щелочными металлами и их гидроксидами с образованием соответствующих озонидов:
4O3 + 4KOH = 4KO3 + 2H2O + O2.
В эти реакции, как и в реакции получения пероксидов и надпероксидов, могут вступать щелочные металлы K, Rb и Cs. Для этих ионов характерны большие радиусы и малые заряды, что и приводит к устойчивости пероксидов M2O2, надпероксидов MO2 и озонидов MO3. Эти вещества широко используют в качестве окислителей, а также применяют на подводных лодках в качестве источника кислорода для дыхания экипажа:
4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2.
Сера
Получение и применение серы. Промышленный метод получения серы основан на получении ее из самородной серы путем плавления.
В лаборатории для получения серы используют неполное окисление сероводорода:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O (недостаток O2)
или реакцию Вакенродера:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O.
Полученная в результате этих реакций сера легко кристаллизуется на холодной поверхности.
Серуявляется ценным продуктом в химическом синтезе для получения сернистого газа, серной кислоты, сероводорода и сероуглерода, а также для вулканизации резины, в производстве пороха, инсектицидов и фунгицидов.
Химические свойства. 1. Восстановительные свойства. На воздухе сера горит, образуя оксид серы(IV) SO2. В сравнительно мягких условиях при комнатной температуре сера реагирует со фтором, хлором и концентрированными кислотами — окислителями (HNO3, H2SO4):
S + 3F2 = SF6;
S + 6 HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O;
S + 2 H2SO4 (конц.) = 3SO2 + 2H2O.
При взаимодействии серы с хлором получается смесь хлоридов серы SCl2 и S2Cl2, так как для серы характерно образование связи S–S.
Только при взаимодействии со фтором сера образует высший галогенид SF6. Это обусловлено небольшими размерами атома фтора. Молекула SF6 имеет форму октаэдра с атомом серы в центре. Это термически и химически устойчивое вещество (не реагирует с водой, кислотами, щелочами). Низкая реакционная способность SF6 обусловлена валентным и координационным насыщением серы.
Все остальные галогениды серы сильно гидролизуются водой с образованием различных продуктов, содержащих серу, основным из которых является оксид серы(IV), и галогеноводородной кислоты:
SF4 + 2H2O = SO2 + 4HF;
S2Cl2 + 2H2O = SO2 + H2S + 2HCl.
2. Окислительные свойства. Со многими менее электроотрицательными неметаллами неметаллами сера активно реагирует при нагревании. Так, при пропускании паров серы над углем образуется сероуглерод, используемый в качестве растворителя для многих органических соединений:
2S + C = CS2.
Сера активно взаимодействует с фосфором и водородом:
2P + 3S = P2S3;
H2 + S = H2S.
Сера реагирует со многими металлами, образуя сульфиды:
Cu + S = CuS.
Для взаимодействия с большинством металлов серу необходимо предварительно расплавлять и проводить реакции при повышенной температуре. Ртуть — единственный металл, с которым сера взаимодействует уже при комнатной температуре. Это свойство используют в лабораториях для удаления разлитой ртути, пары которой очень токсичны. Порошок серы активно прилипает к поверхности ртути, тем самым предотвращая ее испарение и образуя сульфид ртути (II):
Hg + S = HgS.
3. Подобно галогенам, сера при нагревании растворяется в щелочах, при этом происходит реакция диспропорционирования:
3S + 6NaOH = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O.
4. Необычным свойством серы является ее способность растворяться в концентрированном водном растворе сульфита натрия с образованием тиосульфата натрия:
S + Na2SO3 = Na2S2O3.
Тиосульфат натрия используется в аналитической химии для количественного определения иода по реакции:
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6
Сероводород. Сульфиды
Все водородные соединения элементов подгруппы серы имеют молекулярную структуру и ковалентную полярную связь. С увеличением атомного номера элемента увеличивается его радиус, что способствует уменьшению устойчивости водородных соединений и усилению кислотных и восстановительных свойств от серы к теллуру.
СЕРОВОДОРОД H2S — бесцветный очень токсичный газ с запахом тухлых яиц, t пл = –86 ° C, t кип = –60 ° C.
Молекула H2S подобно молекуле воды имеет угловую форму, Ð HSH = 92o. Из-за меньшей электроотрицательности серы молекулы сероводорода, в отличие от воды, не образуют между собой водородных связей, поэтому сероводород имеет более низкую температуру кипения, чем вода, и плохо растворим в воде (один объем воды растворяет 3 объема сероводорода).
Получение. 1. При пропускании тока водорода над расплавленной серой происходит обратимая реакция с очень малым выходом сероводорода, поэтому обычно в лаборатории его получают действием разбавленных кислот на сульфиды:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S .
2. Для получения более чистого сероводорода твердый сульфид алюминия гидролизуют холодной водой:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 ¯ + 3H2S .
Прямой синтез селеноводорода и теллуроводорода невозможен, их получают только по реакциям обмена.
Химические свойства. 1. Сероводород ¾ типичный восстановитель. Кроме кислорода, он легко окисляется галогенами:
H2S + Br2 = S ¯ + 2HBr;
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.
При нагревании красно-оранжевого оксида свинца PbO2 с сероводородом образуется белое вещество PbO:
4PbO2 + H2S = 4PbO + H2SO4.
В зависимости от силы окислителя, температуры и реакции среды сероводород может превращаться в вещества, в которых сера имеет степени окисления 0, +4, +6:
H2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl;
H2S + 3 H2SO4 (конц.) 4SO2 + 4H2O;
H2S + 8 HNO3 (конц.) = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O.
2. Необычным свойством сероводорода и сульфидов является способность взаимодействовать с серой с образованием полисульфанов H2S n и полисульфидов:
Na2S + (n – 1)S = Na2S n.
В этих соединениях проявляется склонность к катенации, т.е. к образованию цепей – S – S –.
СЕРОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА — раствор сероводорода в воде. Это слабая двухосновная кислота, которая диссоциирует ступенчато:
H2S ↔ H+ + HS–, K 1 = 6 × 10–8;
HS– ↔ H+ + S2–, K 2 = 10–14.
Сероводородная кислота так же, как и сероводород, ¾ типичный восстановитель и вступает во многие реакции, характерные для сероводорода. Она реагирует с хлором, с солями трехвалентного железа, сернистой кислотой. Например:
2H2S + H2SO3 = 3S ¯ + 3H2O.
Сероводородная кислота образует два ряда солей: средние ¾ сульфиды, кислые ¾ гидросульфиды. Большинство из них (за исключением сульфидов аммония, щелочных и щелочно-земельных металлов) плохо растворимы в воде, многие осадки сульфидов окрашены. Это используют в аналитической химии при определении металлов. Например, при пропускании сероводорода через раствор, содержащий ионы свинца Pb2+, образуется черный осадок сульфида свинца:
H2S + Pb(NO3)2 = PbS ¯ + 2HNO3.
Эту реакцию также используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов.
Сульфиды можно получить нагреванием металла с серой, действием сероводорода на щелочи (растворимые сульфиды) и по реакциям обмена (нерастворимые сульфиды). Все растворимые сульфиды сильно гидролизованы:
Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH.
Сульфиды Al2S3, Cr2S3, Fe2S3 не удается получить в присутствии воды из-за необратимого гидролиза с образованием гидроксида соответствующего металла и сероводорода.
Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H2SO4 = ZnSO4 + H2S ;
CuS + H 2 SO 4 .
Для растворения нерастворимых сульфидов используют концентрированную HNO3:
FeS2 + 18HNO3 = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H2O.
Оксид серы (IV). Сернистая кислота
ОКСИД СЕРЫ(IV) SO2 — бесцветный газ с резким запахом, t пл = –75,5 ° C, t кип = –10,1 ° C.
Молекула SO2 имеет угловую форму, Ð OSO = 119,5o. Связи S=O двойные.
Получение. 1. Оксид серы(IV) SO2 образуется при сгорании серы и сероводорода на воздухе.
2. В лаборатории диоксид серы получают взаимодействием металлов (чаще всего меди) с концентрированной серной кислотой:
Cu + 2 H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
или при обжиге сульфидных минералов, например сульфида цинка (цинковой обманки) или дисульфида железа (называемого также пиритом или железным колчеданом):
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 ;
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 .
3. Сернистый газ можно получить реакцией обмена между солями сернистой кислоты и сильной неокисляющей кислотой:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O.
Оксид серы(IV) хорошо растворяется в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 ° С), при этом кроме физического растворения происходит и химическая реакция:
SO2 + H2O ↔ H2SO3.
СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА H2SO3 — слабая малоустойчивая кислота. В водном растворе сернистой кислоты существуют следующие равновесия:
H2O + SO2 ↔ H2SO3 ↔ H+ + ↔ 2H+ +.
Константа диссоциации H2SO3 по первой ступени K 1 = 1,6 × 10–2, по второй ¾ K 2 = 6,3 × 10–8. Из-за сильного различия в значениях ступенчатых констант диссоциации сернистая кислота образует два вида солей: средние ¾ сульфиты, и кислые ¾ гидросульфиты.
Химические свойства соединений S(IV). Химические реакции, характерные для диоксида серы, сернистой кислоты и ее солей, можно разделить на две группы.
1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:
Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O.
2. Окислительно-восстановительные реакции, в которых производные S(IV) могут проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя, например:
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4;
в - ль
Na2SO3 + Cl2 + H2O = Na2SO4 + 2HCl;
в - ль
SO2 + C;
S + CO2.
ок - ль
В ряду SO2 — SeO2 — TeO2 происходит ослабление кислотных свойств, растворимость оксидов в воде падает. Наиболее сильные окислительные свойства в этом ряду проявляют соединения Se(IV). Очень показательна в этом смысле реакция оксидов серы(IV) и селена(IV) в водном растворе:
SeO2 + 2SO2 + 2H2O = Se + 2H2SO4.
ок-ль в-ль
Оксид TeO 2 в аналогичных реакции с диоксидом серы ведет себя подобно SeO 2 .