Материал: полезная метода

Сколько мл 0,5н раствора иода потребуется для окисления 450 мл 0,1н раствора ортоарсенита натрия?

Каким характерным свойством отличается азотная кислота от других кислот?

Что происходит при нагревании азотной кислоты различной концентрации?

Все ли нитраты одинаково разлагаются при нагревании? Приведите примеры.

Какие орбитали атома азота принимают участие в образовании химической связи с другими элементами в соединениях NH3 и NH4Cl?

На чем основано применение аммония хлорида в качестве мочегонного средства?

Каковы предполагаемые причины токсического действия аммиака на мозг? Какой из оксидов азота находит применение в качестве наркоза? Напишите графические формулы кислородсодержащих кислот фосфора. Укажите валентность и степень окисления фосфора в этих соединениях. Как можно отличить ортофосфорную кислоту от метафосфорной?

Что такое изо- и гетерополикислоты? Приведите примеры таких соединений фосфора.

Напишите уравнения реакций: а) аммиака с серной кислотой; б) аммиака с фосфорной кислотой; в) гидроксида аммония с фосфорной кислотой. Какие элементы подгруппы мышьяка образуют тиосоли? Как практически в этом убедиться? Приведите примеры тиосолей, напишите их графические формулы и назовите эти соединения.

Допишите уравнения и составьте электронные и электронно-ионные схемы:

Bi2O5 + H2SO4 + H2O2 =

NaBiO3 + FeSO4 + NaOH =

291

ТЕМА 7. ЭЛЕМЕНТЫ VIA ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

Вопросы к занятию

1.Общая характеристика элементов VI A группы на основе их электронной структуры, их характерные степени окисления.

2.Физические свойства кислорода и серы.

3.Химические свойства кислорода и серы.

4.Свойства основных соединений серы : оксидов, гидридов, гидроксидов, солей.

5.Окислительно-восстановительные свойства соединений серы.

6.Фармакопейные препараты, содержащие серу.

§1. Общая характеристика элементов VI A группы на основе их электронной структуры, их характерные степени окисления.

VI А группа периодической системы элементов включает пять элементов - кислород, сера, селен, теллур и полоний. Все элементы главной подгруппы, кроме кислорода, могут присоединять по 2 электрона, образуя электроотрицательные ионы.

292

Элементы главной подгруппы имеют на внешнем электронном уровне по 6 электронов (s2р4). Атомы кислорода имеют 2 неспаренных электрона и не имеют d-уровня. Поэтому кислород проявляет в основном степень окисления -2 и только в соединениях с фтором +2.

Сера, селен, теллур и полоний тоже имеют на внешнем уровне 6 электронов (s2p4), но у всех у них есть незаполненный d-уровень, поэтому они могут иметь до 6 неспаренных электронов и в соединениях проявлять степень окисления - 2, +4 и +6.

Закономерность изменения активности этих элементов такая же, как и в подгруппе галогенов: легче всего окисляются теллуриды, затем селениды и сульфиды. Из кислородных соединений серы наиболее устойчивы соединения серы (VI), а для теллура - соединения теллура (IV). Соединения селена занимают промежуточное положение.

Селен и теллур, а также их соединения с некоторыми металлами (индием, таллием и др.) обладают полупроводниковыми свойствами и широко используются в радиоэлектронике. Соединения селена и теллура очень токсичны. Они применяются в стекольной промышленности для получения цветных (красных и коричневых) стекол.

§2. Химические свойства элементов VIA группы.

Кислород – существует в двух модификациях О2 и О3. В земной коре ~50 % (масс.), в воздухе ~21 % (об.). Плохо растворим в воде (6,4 мл в 1 л воды). Газообразный О2 - бесцветен, не имеет запаха, твердый О2 – синие кристаллы с Тпл= -2180С, жидкий О2 – бледно-синяя жидкость с Ткип= - 1830С. В 1,107 раза тяжелее воздуха (1 л О2 = 1,429 г). Парамагнетик, в твердом состоянии притягивается магнитом. Диссоциация О2 = 2[О] при 50000С. Поддерживает горение.

Озон - Образуется под действием грозового разряда или УФ лучей, высота 25 км:

O2 → O2*

293

O2* + O2 → O3 + [O] [O] + O2 → O3

Синий газ с резким запахом, жидкий О3 – темно-синяя жидкость, твердый О3 – черный. Ядовит. Токсичен в концентрации 10-4 мг/л. Взрывчат. В жидком состоянии смешивается с О2 в любых соотношениях.

Получают: 3F2 + 3H2O (г) = 6HF + O3

Кислород – сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

4Li + O2 = 2Li2O

2Sr + O2 = 2SrO

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

2NO + O2 = 2NO2

Окисляет большинство органических соединений: CН3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

При определенных условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

CH3CH2OH + O2 = CH3COOH + H2O

Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы. Кислород образует пероксиды со степенью окисления −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na + O2 = Na2O2

Некоторые оксиды поглощают кислород: 2BaO + O2 = 2BaO2

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:

H2 + O2 = H2O2

Надпероксиды имеют степень окисления −1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O2 −). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:

Na2O2 + O2 = 2NaO2

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

K + O2 = KO2

Озониды содержат ион O3 − со степенью окисления −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

294

KOH + O3 = KO3 + KOH + O2

Ион диоксигенил O2+ имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции:

PtF6 + O2 = O2PtF6

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −1960C.

Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.

Сера. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму «короны» с углом 1080, образующие ромбическую (α) и моноклинную (β) серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество желтого цвета, нерастворима в воде и труднорастворима в эфире и спирте. α–Сера устойчива при температурах ниже 95,60С. Не проводит тепла и электричества. β–Сера (призматическая) – устойчива при температурах выше 95,60С. Кристаллизуется в виде длинных иглообразных призм бледно-желтого цвета.

Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями (S∞). Такой состав имеет аморфная или пластическая сера, вещество коричневого цвета - малоустойчива. Существует 2-х видов: растворимая в сероуглероде и нерастворимая в нем.

Сера химически активна. При нагревании сера реагирует с С, Si, P, галогенами, H2:

C + 2S = CS2 (сероуглерод) S + 3F2 = SF6

S + Cl2 = SCl2

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании, окисляясь:

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 ↑ + 2H2O S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 ↑ + 2H2O

На воздухе сера горит, образуя SO2 сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

S + O2 = SO2

При взаимодействии с металлами образует сульфиды 2Na + S = Na2S При добавлении к этим сульфидам серы образуются полисульфиды: Na2S + S = Na2S2

Сера при нагревании растворяется в щёлочах – диспропорционирует:

295