Atomer har 6 elektroner i s p orbitaler på det ytre nivået. I serien av grunnstoffer O-S-Se-Te-Po avtar ioniseringsenergi og elektronegativitet, størrelsen på atomer og ioner øker, reduserende egenskaper øker og ikke-metalliske egenskaper svekkes. Oksygen er nest etter fluor når det gjelder EO. Andre grunnstoffer (-1), (-2) med metaller, med ikke-metaller (+4), (+6) I levende organismer - O S Se (-2)
Chem. St.
Oksygen.
4K + O2 > 2K2O
2Sr + O2 > 2SrO
2NO + O2 > 2NO2
CH3CH2OH + 3O2 > 2CO2 + 3H2O
2Na + O2 > Na2O2
2BaO + O2 > 2BaO2
H2 + O2 > H2O2
Na2O2 + O2 > 2NaO2
Selen er en analog av svovel. Akkurat som svovel kan det brennes i luft. Brenner med en blå flamme og blir til SeO2-dioksid. Bare SeO2 er ikke en gass, men et krystallinsk stoff, svært løselig i vann. Det er ikke vanskeligere å oppnå selensyre (SeO2 + H2O > H2SeO3) enn svovelsyrling. Og ved å virke på det med et sterkt oksidasjonsmiddel (for eksempel HClO3), får de selensyre H2SeO4, nesten like sterk som svovelsyre. Kjemisk er tellur mindre aktivt enn svovel. Det oppløses i alkalier, er mottakelig for virkningen av salpetersyre og svovelsyre, men er dårlig løselig i fortynnet saltsyre. Tellurmetall begynner å reagere med vann ved 100°C, og i pulverform oksiderer det i luft selv ved romtemperatur, og danner oksidet Te02. Ved oppvarming i luft brenner tellur og danner Te02. Denne sterke forbindelsen er mindre flyktig enn tellur i seg selv. Derfor, for å rense tellur fra oksider, reduseres de med flytende hydrogen ved 500-600 °C. I smeltet tilstand er tellur ganske inert, så grafitt og kvarts brukes som beholdermaterialer når det smeltes.
Poloniummetall oksiderer raskt i luft. Poloniumdioksid (PoO2)x og poloniummonoksid PoO er kjent. Danner tetrahalogenider med halogener. Når den utsettes for syrer, går den i løsning med dannelse av rosa Po2+ kationer:
Po + 2HCl > PoCl2 + H2^.
Når polonium oppløses i saltsyre i nærvær av magnesium, dannes hydrogenpolonid:
Po + Mg + 2HCl > MgCl2 + H2Po,
9. Oksygen- det vanligste grunnstoffet på jorden, dets andel (i forskjellige forbindelser, hovedsakelig silikater) utgjør omtrent 47,4% av massen til den faste jordskorpen. Sjø og ferskvann inneholder en enorm mengde bundet oksygen - 88,8% (ved masse), i atmosfæren er innholdet av fritt oksygen 20,95% av volum og 23,12% av masse. Mer enn 1500 forbindelser i jordskorpen inneholder oksygen. Oksygen er en del av mange organiske stoffer og finnes i alle levende celler. Ved antall atomer i levende celler er det omtrent 25 %, i massefraksjon – omtrent 65 % Oksygen er et kjemisk aktivt ikke-metall og er det letteste grunnstoffet fra gruppen kalkogener. Det enkle stoffet oksygen (CAS-nummer: 7782-44-7) er under normale forhold en fargeløs, smakløs og luktfri gass, hvis molekyl består av to oksygenatomer (formel O2), og derfor kalles det også dioksygen. Flytende oksygen er lyseblå i fargen. For tiden, i industrien, hentes oksygen fra luften. Laboratorier bruker industrielt produsert oksygen, levert i stålflasker under et trykk på ca. 15 MPa. Den viktigste laboratoriemetoden for produksjonen er elektrolyse av vandige løsninger av alkalier. Små mengder oksygen kan også oppnås ved å reagere en løsning av kaliumpermanganat med en surgjort løsning av hydrogenperoksid. Oksygenanlegg som opererer på basis av membran- og nitrogenteknologier er også velkjente og med suksess brukt i industrien. Ved oppvarming brytes kaliumpermanganat KMnO4 ned til kaliummanganat K2MnO4 og mangandioksid MnO2 med samtidig frigjøring av oksygengass O2:
2KMnO4 > K2MnO4 + MnO2 + O2^
Under laboratorieforhold oppnås det også ved katalytisk dekomponering av hydrogenperoksid H2O2:
2H202 > 2H20 + O2^
Katalysatoren er mangandioksid (MnO2) eller et stykke rå grønnsaker (de inneholder enzymer som akselererer nedbrytningen av hydrogenperoksid). Oksygen kan også oppnås ved katalytisk dekomponering av kaliumklorat (Bertholletsalt) KClO3:
2KClO3 > 2KCl + 3O2^
MnO2 fungerer også som en katalysator
Fysiske egenskaper til oksygen
Under normale forhold er oksygen en fargeløs, smakløs og luktfri gass. 1 liter av den veier 1.429 g. Litt tyngre enn luft. Litt løselig i vann (4,9 ml/100g ved 0 °C, 2,09 ml/100g ved 50 °C) og alkohol (2,78 ml/100g). Det løser seg godt i smeltet sølv (22 volumer O2 i 1 volum Ag ved 961 °C). Er paramagnetisk. Når gassformig oksygen varmes opp, skjer dets reversible dissosiasjon til atomer: ved 2000 °C - 0,03 %, ved 2600 °C - 1 %, 4000 °C - 59 %, 6000 °C - 99,5 %. Flytende oksygen (kokepunkt? 182,98 °C) er en blekblå væske. Fast oksygen (smeltepunkt? 218,79 °C) - blå krystaller
Chem. helgener
Et sterkt oksidasjonsmiddel, det samhandler med nesten alle elementer og danner oksider. Oksidasjonstilstand?2. Som regel fortsetter oksidasjonsreaksjonen med frigjøring av varme og akselererer med økende temperatur. Eksempel på reaksjoner som skjer ved romtemperatur:
4K + O2 > 2K2O
Oksiderer forbindelser som inneholder elementer med mindre enn den maksimale oksidasjonstilstanden:
2NO + O2 > 2NO2
Oksiderer de fleste organiske forbindelser:
CH3CH2OH + 3O2 > 2CO2 + 3H2O
Under visse forhold er det mulig å utføre mild oksidasjon av en organisk forbindelse:
CH3CH2OH + O2 > CH3COOH + H2O
Oksygen oksiderer ikke Au og Pt, halogener og inerte gasser.
Oksygen danner peroksider med oksidasjonstilstand?1. For eksempel produseres peroksider ved forbrenning av alkalimetaller i oksygen:
2Na + O2 > Na2O2
Noen oksider absorberer oksygen:
2BaO + O2 > 2BaO2
I følge forbrenningsteorien utviklet av A. N. Bach og K. O. Engler skjer oksidasjon i to trinn med dannelse av en mellomliggende peroksidforbindelse. Denne mellomforbindelsen kan isoleres, for eksempel når en flamme av brennende hydrogen avkjøles med is, dannes hydrogenperoksid sammen med vann:
H2 + O2 > H2O2
Superoksider har en oksidasjonstilstand på 1/2, det vil si ett elektron per to oksygenatomer (O2 - ion). Oppnådd ved å reagere peroksider med oksygen ved forhøyet trykk og temperatur:
Na2O2 + O2 > 2NaO2
KOH(fast stoff) + O3 > KO3 + KOH + O2
Dioksygenylionet O2+ har en oksidasjonstilstand på +1/2. Oppnådd ved reaksjonen: PtF6 + O2 > O2PtF6
Oksygenfluorider
Oksygendifluorid, OF2 oksidasjonstilstand +2, fremstilles ved å føre fluor gjennom en alkaliløsning:
2F2 + 2NaOH > OF2 + 2NaF + H2O
Oksygenmonofluorid (dioksydifluorid), O2F2, er ustabil, oksidasjonstilstand +1. Den er oppnådd fra en blanding av fluor og oksygen i en glødeutslipp ved en temperatur på -196 °C. Ved å føre en glødeutslipp gjennom en blanding av fluor og oksygen ved et visst trykk og temperatur, oppnås blandinger av høyere oksygenfluorider O3F2, O4F2, O5F2 og O6F2. Oksygen støtter prosessene med respirasjon, forbrenning og forfall. I sin frie form eksisterer grunnstoffet i to allotrope modifikasjoner: O2 og O3 (ozon) Ozon dannes i mange prosesser ledsaget av frigjøring av atomært oksygen, for eksempel ved nedbryting av peroksider, oksidasjon av fosfor osv. I industri, oppnås det fra luft eller oksygen i ozonisatorer ved påvirkning av en elektrisk utladning. O3 blir lettere flytende enn O2, og derfor er det lett å skille dem. Ozon for ozonterapi i medisin oppnås kun fra rent oksygen. Når luft bestråles med hard ultrafiolett stråling, dannes det ozon. Den samme prosessen skjer i de øvre lagene av atmosfæren, hvor ozonlaget dannes og vedlikeholdes av solstråling.
Fysiske egenskaper til ozon
Molekylvekt - 47.998 a.u.m.
Gasstettheten under normale forhold er 1,1445 kg/m3. Relativ gasstetthet for oksygen 1,5; med fly - 1,62 (1,658).
Væsketetthet ved -183 °C - 1,71 kg/m3
Kokepunkt -111,9 °C. Flytende ozon er mørkeblått.
Smeltepunkt -251,4 °C. I fast tilstand er den svart og blå i fargen.
Løselighet i vann ved 0oC er 0,394 kg/m3 (0,494 l/kg), den er 10 ganger høyere enn oksygen.
I gassform er ozon diamagnetisk, i flytende tilstand er det svakt paramagnetisk.
Lukten er skarp, spesifikk "metallisk" (ifølge Mendeleev - "lukten av kreps").
Kjemisk Hellig ozon.
Ozon er et kraftig oksidasjonsmiddel, mye mer reaktivt enn diatomisk oksygen. Oksiderer nesten alle metaller (unntatt gull, platina og iridium) til deres høyeste oksidasjonstilstand. Oksiderer mange ikke-metaller.
2 Cu2+(aq) + 2 H3O+(aq) + O3(g) > 2 Cu3+(aq) + 3 H2O(l) + O2(g)
Ozon øker graden av oksidasjon av oksider:
NO + O3 > NO2 + O2
Ozondannelse skjer gjennom en reversibel reaksjon:
3O2 + 68 kcal (285 kJ)<>2O3.
saltdannende oksider:
basiske oksider (for eksempel natriumoksid Na2O, kobber(II)oksid CuO): metalloksider hvis oksidasjonstilstand er I-II;
sure oksider (for eksempel svoveloksid(VI) SO3, nitrogenoksid(IV) NO2): metalloksider med oksidasjonstilstand V-VII og ikke-metalloksider;
amfotere oksider (for eksempel sinkoksyd ZnO, aluminiumoksid Al2O3): metalloksider med oksidasjonstilstand III-IV og utelukkelse (ZnO, BeO, SnO, PbO);
Ikke-saltdannende oksider: karbonoksid (II) CO, nitrogenoksid (I) N2O, nitrogenoksid (II) NO, silisiumoksid (II) SiO.
Chem. Hellige osn oks
1. Basisk oksid + syre = salt + vann
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O (fosforsyre eller sterk syre).
2. Sterkt basisk oksid + vann = alkali
CaO + H2O = Ca(OH)2
3. Sterkt basisk oksid + surt oksid = salt
CaO + Mn2O7 = Ca(MnO4)2
Na2O + CO2 = Na2CO3
4. Basisk oksid + hydrogen = metall + vann
CuO + H2 = Cu + H2O (Merk: metallet er mindre reaktivt enn aluminium).
Chem. hellig kis ok
1. Surt oksid + vann = syre
SO3 + H2O = H2SO4
Noen oksider, som SiO2, reagerer ikke med vann, så syrene deres oppnås indirekte.
2. Surt oksid + basisk oksid = salt
CO2 + CaO = CaCO3
3. Syreoksid + base = salt + vann
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
Hvis syreoksidet er et anhydrid av en flerbasisk syre, er dannelsen av syre- eller mediumsalter mulig:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3v + H2O
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
4. Ikke-flyktig oksid + salt1 = salt2 + flyktig oksid
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2^
10. Vann (hydrogenoksid)- en gjennomsiktig væske som er fargeløs (i lite volum) og luktfri. Kjemisk formel: H2O. I fast tilstand kalles det is eller snø, og i gassform kalles det vanndamp. Omtrent 71 % av jordens overflate er dekket med vann (hav, hav, innsjøer, elver, is ved polene). Det er et godt høypolart løsningsmiddel. Under naturlige forhold inneholder den alltid oppløste stoffer (salter, gasser). Vann er av sentral betydning for skapelse og vedlikehold av liv på jorden, i den kjemiske strukturen til levende organismer, i dannelsen av klima og vær. Vann har en rekke uvanlige egenskaper: Når is smelter, øker tettheten (fra 0,9 til 1 g/cm?). For nesten alle andre stoffer avtar tettheten ved smelting. Når det varmes opp fra 0°C til 4°C (3,98°C for å være nøyaktig), trekker vannet seg sammen. Takket være dette kan fisk leve i frysereservoarer: når temperaturen synker under 4 °C, forblir kaldere vann, som mindre tett, på overflaten og fryser, og en positiv temperatur forblir under isen. Høy temperatur og spesifikk smeltevarme (0 °C og 333,55 kJ/kg), kokepunkt (100 °C) og spesifikk fordampningsvarme (2250 KJ/kg), sammenlignet med hydrogenforbindelser med tilsvarende molekylvekt. Høy varmekapasitet til flytende vann. Høy viskositet. Høy overflatespenning. Negativt elektrisk potensial for vannoverflaten. I følge staten skiller de seg ut:
Solid - is
Væske - vann
Gassformig - vanndamp. Både oksygen og hydrogen har naturlige og kunstige isotoper. Avhengig av hvilken type isotoper som inngår i molekylet, skilles følgende vanntyper ut: Lettvann (bare vann), Tungtvann (deuterium) og Supertungt vann (tritium). Vann er det vanligste løsningsmidlet på jorden, og bestemmer i stor grad naturen til terrestrisk kjemi som vitenskap. Det meste av kjemi, ved starten som en vitenskap, begynte nettopp som kjemien til vandige løsninger av stoffer. Det betraktes noen ganger som en amfolytt - både en syre og en base på samme tid (kation H+ anion OH-). I fravær av fremmede stoffer i vann er konsentrasjonen av hydroksydioner og hydrogenioner (eller hydroniumioner) den samme, pKa ? OK. 16. Vannet i seg selv er relativt inert under vanlige forhold, men dets svært polare molekyler løser ioner og molekyler og danner hydrater og krystallinske hydrater. Solvolyse, og spesielt hydrolyse, forekommer i levende og ikke-levende natur, og er mye brukt i kjemisk industri. Aqua komplekser, koordinering. forbindelser som inneholder en eller flere ligander. vannmolekyler. Sistnevnte er koblet til sentrum, et metallatom, gjennom et oksygenatom. Det skilles mellom kationisk type (for eksempel [Co(H2O)6]C12), anionisk type (for eksempel K[Cr(H2O)2(OH)4]) og ikke-elektrolyttkomplekser (for eksempel ) .EN. i flertall tilfeller dannes lett i vandige løsninger fra andre koordinasjoner. tilk. som et resultat av intrasfærisk substitusjon, hydrering av kationer, samt tilsetning av H2O-molekyler. I sistnevnte tilfelle, koordinering nummersenter atom kan øke, for eksempel. som et resultat av tilsetning av to vannmolekyler til [AuCl4]- eller - anionene I labile A. går aqua-grupper inn i utvekslingsprosesser med høy hastighet. Dermed er tiden for nesten fullstendig isotopbytting av H2O mot 18H2O i [A1(H2O)6]3+, 3+ osv. ca. 1 minutt. For stall A., for eksempel. [Cr(H2O)6]C13, halvkonverteringstid ved isotoputveksling - ca. 40 timer ved 25°C.A. har sure egenskaper, for eksempel: [A1(H20)6]3+[A1(H20)5OH]2+ + H + For 3+ syredissosiasjon pK 5,86, for [Co(NH3)H2O]3+ -5,69, for 4+ -4,00 En hydrogenbinding er en intermolekylær binding dannet på grunn av delvis aksept av et enkelt elektronpar av et atom av et hydrogenatom som ikke er forbundet med det med en kjemisk binding. Autoprotolyse er en reversibel prosess for dannelse av et likt antall kationer og anioner fra uladede molekyler av et flytende enkeltstoff på grunn av overføring av et proton fra ett molekyl til et annet. På grunn av termiske vibrasjoner kan et hydrogenatom som danner en hydrogenbinding midlertidig innta en mellomposisjon mellom oksygenatomene. Fra en partikkel med et slikt hydrogenatom kan det med lik sannsynlighet dannes både initiale vannmolekyler forbundet med hydrogenbindinger og to ioner: et hydroksidion og et oksoniumion Det vil si at reaksjonen 2H2O = H3O + OH skjer i vann.
Den omvendte prosessen oppstår også lett - dannelsen av to vannmolekyler når et oksoniumion kolliderer med et hydroksidion: H3O+ OH = 2H2O.
Begge disse reaksjonene skjer i vann konstant og med samme hastighet, derfor er det en likevekt i vann: 2H2O AN3O + OH. Denne likevekten kalles likevekten til vannautoprotolyse.
11. Peroksid(tidligere peroksid) - et stoff som inneholder en peroksogruppe -O-O- (for eksempel hydrogenperoksid H2O2, natriumperoksid Na2O2). Peroksid frigjør lett oksygen. For uorganiske stoffer anbefales det å bruke begrepet peroksid, for organiske stoffer brukes begrepet peroksid ofte på russisk i dag. Peroksider av mange organiske stoffer er eksplosive (acetonperoksid); spesielt dannes de lett fotokjemisk under langvarig belysning av etere i nærvær av oksygen. Derfor, før destillasjon, krever mange etere (dietyleter, tetrahydrofuran) testing for fravær av peroksider. Peroksider bremser proteinsyntesen i cellen.
Hydrogenperoksid
I naturen dannes det som et biprodukt under oksidasjon av mange stoffer med atmosfærisk oksygen. Spor av det er konstant inneholdt i nedbør. Hydrogenperoksid dannes også delvis i flammen til brennende hydrogen, men brytes ned når forbrenningsproduktene avkjøles. I ganske store konsentrasjoner (opptil flere prosent) kan H2O2 oppnås ved interaksjon av hydrogen på tidspunktet for frigjøring med molekylært oksygen. Hydrogenperoksid dannes også delvis når fuktig oksygen varmes opp til 2000 °C, når en stille elektrisk utladning passerer gjennom en fuktig blanding av hydrogen og oksygen, og når vann utsettes for ultrafiolette stråler eller ozon. Den enkleste måten å få hydrogenperoksid på er fra bariumperoksid (BaO2) ved å behandle det med fortynnet svovelsyre:
BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2.
I dette tilfellet, sammen med hydrogenperoksid, dannes bariumsulfat, uløselig i vann, hvorfra væsken kan separeres ved filtrering. H2O2 selges vanligvis i form av en 3% vandig løsning. Hovedmetoden for å produsere hydrogenperoksid er interaksjonen av persulfuric acid (eller noen av dens salter) med vann, som lett fortsetter i henhold til følgende skjema:
H2S2O8 + 2 H2O = 2 H2SO4 + H2O2.
Noen nye metoder (dekomponering av organiske peroksidforbindelser, etc.) og den gamle metoden for å oppnå fra BaO2 er av mindre betydning. For lagring og transport av store mengder hydrogenperoksid er aluminiumsbeholdere (minst 99,6 % renhet) best egnet. Rent hydrogenperoksid er en fargeløs, sirupsaktig væske (med en tetthet på ca. 1,5 g/ml), som destillerer under tilstrekkelig redusert trykk uten dekomponering. Frysing av H2O2 er ledsaget av kompresjon (i motsetning til vann). Hvite krystaller av hydrogenperoksid smelter ved -0,5 °C, dvs. ved nesten samme temperatur som is. Fusjonsvarmen til hydrogenperoksid er 13 kJ/mol, fordampningsvarmen er 50 kJ/mol (ved 25 °C). Under normalt trykk koker ren H2O2 ved 152 °C med sterk nedbrytning (og dampene kan være eksplosive). For kritisk temperatur og trykk er de teoretisk beregnede verdiene 458 °C og 214 atm. Tettheten av ren H2O2 er 1,71 g/cm3 i fast tilstand, 1,47 g/cm3 ved 0 °C og 1,44 g/cm3 ved 25 °C. Flytende hydrogenperoksid, som vann, er sterkt assosiert. Brytningsindeksen til H2O2 (1,41), så vel som dens viskositet og overflatespenning, er litt høyere enn for vann (ved samme temperatur). Hydrogenperoksid er et sterkt oksidasjonsmiddel, det vil si at det lett gir opp sitt ekstra (sammenlignet med en mer stabil forbindelse - vann) oksygenatom. Når vannfri og til og med høykonsentrert H2O2 virker på papir, sagflis og andre brennbare stoffer, antennes de. Den praktiske bruken av hydrogenperoksid er hovedsakelig basert på dens oksiderende effekt. Den årlige verdensproduksjonen av H2O2 overstiger 100 tusen tonn. Den oksidative dekomponeringen som er karakteristisk for hydrogenperoksid kan skjematisk avbildes som følger:
H2O2 = H2O + O (for oksidasjon).
Et surt miljø er mer gunstig for denne nedbrytningen enn et alkalisk. Reduktiv dekomponering i henhold til følgende skjema er mye mindre typisk for hydrogenperoksid:
H2O2 = O2 + 2 H (for reduksjon)
Et alkalisk miljø er mer gunstig for slik nedbrytning enn et surt miljø. Reduktiv dekomponering av hydrogenperoksid finner sted, for eksempel i nærvær av sølvoksid:
Ag2O + H2O2 = 2 Ag + H2O + O2.
I hovedsak går dets samspill med ozon (O3 + H2O2 = 2 H2O + 2 O2) og med kaliumpermanganat i et surt miljø på samme måte:
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O.
Mer enn halvparten av all produsert hydrogenperoksid brukes på bleking av forskjellige materialer, vanligvis utført i svært fortynnede (0,1-1%) vandige løsninger av H2O2. En viktig fordel med hydrogenperoksid i forhold til andre oksidasjonsmidler er dens "mykhet" av virkningen, på grunn av hvilken materialet som blekes nesten ikke påvirkes. Dette er også relatert til medisinsk bruk av svært fortynnet hydrogenperoksidløsning som et antiseptisk middel (for gurgling, etc.). Svært konsentrerte (80 % og høyere) vandige løsninger av H2O2 brukes som energikilder
12. Svovel - et svært elektronegativt element, viser ikke-metalliske egenskaper. I hydrogen- og oksygenforbindelser finnes det i forskjellige ioner og danner mange syrer og salter. Mange svovelholdige salter er dårlig løselige i vann.De viktigste naturlige svovelforbindelsene er FeS2 - jernkis eller svovelkis, ZnS - sinkblanding eller sfaleritt (wurtzitt), PbS - blyglans eller galena, HgS - kanel, Sb2S3 - stibnitt. I tillegg er svovel tilstede i petroleum, naturlig kull, naturgasser og skifer. Svovel er det sjette mest tallrike elementet i naturlig vann; det finnes hovedsakelig i form av sulfationer og forårsaker den "konstante" hardheten til ferskvann. Et viktig element for høyere organismer, en integrert del av mange proteiner, er konsentrert i håret. Svovel oppnås hovedsakelig ved å smelte naturlig svovel direkte på steder der det forekommer under jorden. Svovelmalm utvinnes på forskjellige måter, avhengig av forekomstforholdene. Svovelavsetninger er nesten alltid ledsaget av ansamlinger av giftige gasser - svovelforbindelser. I tillegg må vi ikke glemme muligheten for selvantennelse. Dagbruddsutvinning av malm skjer slik. Gående gravemaskiner fjerner lag med stein som malm ligger under. Malmlaget knuses ved eksplosjoner, hvoretter malmblokkene sendes til et svovelsmelteverk hvor svovel trekkes ut av konsentratet.Svovel er ganske utbredt i naturen. I jordskorpen er innholdet anslått til 0,05 % av massen. Betydelige forekomster av naturlig svovel finnes ofte i naturen (vanligvis nær vulkaner); I 1890 foreslo Hermann Frasch å smelte svovel under jorden og pumpe det til overflaten gjennom brønner som ligner på oljebrønner. Det relativt lave (113 °C) smeltepunktet for svovel bekreftet virkeligheten til Fraschs idé. Det er flere kjente metoder for å oppnå svovel fra svovelmalm: dampvann, filtrering, termisk, sentrifugal og ekstraksjon. Svovel finnes også i store mengder i naturgass i gassform (i form av hydrogensulfid, svoveldioksid). Under gruvedrift avsettes det på veggene til rør og utstyr, noe som gjør dem ubrukelige. Derfor utvinnes den fra gassen så raskt som mulig etter produksjon. Det resulterende kjemisk rene fine svovelet er et ideelt råmateriale for kjemisk industri og gummiindustri. Svovel skiller seg betydelig fra oksygen i sin evne til å danne stabile kjeder og sykluser av svovelatomer. De mest stabile er de kroneformede sykliske S8-molekylene, som danner ortorombisk og monoklinisk svovel. Dette er krystallinsk svovel - et sprøtt gult stoff. I tillegg er molekyler med lukkede (S4, S6) kjeder og åpne kjeder mulig. Denne sammensetningen har plastisk svovel, et brunt stoff. Formelen for plastsvovel er oftest skrevet ganske enkelt S, siden den, selv om den har en molekylær struktur, er en blanding av enkle stoffer med forskjellige molekyler. Svovel er uløselig i vann, noen av dets modifikasjoner løses opp i organiske løsningsmidler, for eksempel karbondisulfid.Svovel danner flere dusin av både krystallinske og amorfe modifikasjoner. Ved normalt trykk og temperaturer opp til 98,38°C er a-modifikasjonen av svovel stabil (ellers kalles denne modifikasjonen ortorhombisk), og danner sitrongule krystaller. Over 95,39°C er b-modifikasjonen av svovel (det såkalte monokliniske svovelet) stabil. Ved langvarig oppbevaring ved temperaturer på 20-95°C blir alle modifikasjoner av svovel til a-svovel. Smeltepunktet av ortorombisk a-svovel er 112,8°C, og monoklinisk b-svovel 119,3°C. I begge tilfeller dannes en svært mobil gul væske, som mørkner ved en temperatur på ca. 160°C; dens viskositet øker, og ved temperaturer over 200°C blir smeltet svovel mørkebrunt og tyktflytende, som harpiks. Dette forklares med at først ringmolekylene til S8 blir ødelagt i smelten. De resulterende fragmentene kombineres med hverandre for å danne lange S-kjeder på flere hundre tusen atomer. Videre oppvarming av smeltet svovel (over en temperatur på 250°C) fører til delvis brudd på kjedene, og væsken blir igjen mer mobil. Ved omtrent 190 ° C er dens viskositet omtrent 9000 ganger større enn ved 160 ° C. Ved en temperatur på 444,6 ° C, koker smeltet svovel. Svovel brukes til produksjon av svovelsyre, gummivulkanisering, som soppdreper i landbruket og som kolloidalt svovel - et legemiddel. Svovel i svovelbitumensammensetninger brukes også til å produsere svovelasfalt, og som en erstatning for Portland-sement for å produsere svovelbetong. Svovel er praktisk talt uløselig i vann. Noen av modifikasjonene løses opp i organiske væsker (toluen, benzen) og spesielt godt i karbondisulfid CS2 og flytende ammoniakk NH3. Ved romtemperatur reagerer svovel med fluor og klor, og viser reduserende egenskaper:
Svovel reagerer med konsentrerte oksiderende syrer (HNO3, H2SO4) bare under langvarig oppvarming, oksiderende:
S + 6HNO3(kons.) = H2SO4 + 6NO2 ^ + 2H2O
S + 2H2S04(kons.) = 3S02^ + 2H2O
I luft brenner svovel og danner svoveldioksid - en fargeløs gass med en skarp lukt:
Ved å bruke spektralanalyse ble det fastslått at prosessen med svoveloksidasjon til dioksid faktisk er en kjedereaksjon og skjer med dannelsen av en rekke mellomprodukter: svovelmonoksid S2O2, molekylært svovel S2, frie svovelatomer S og frie radikaler svovelmonoksid SÅ. Når det interagerer med metaller, danner det sulfider. 2Na + S = Na2S
Når svovel tilsettes til disse sulfidene, dannes polysulfider: Na2S + S = Na2S2
Ved oppvarming reagerer svovel med karbon, silisium, fosfor, hydrogen:
C + 2S = CS2 (karbondisulfid)
Ved oppvarming oppløses svovel i alkalier - en disproporsjoneringsreaksjon
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Finmalt svovel er utsatt for kjemisk spontan forbrenning i nærvær av fuktighet, ved kontakt med oksidasjonsmidler, og også i en blanding med kull, fett og oljer. Svovel danner eksplosive blandinger med nitrater, klorater og perklorater. Antenner spontant ved kontakt med blekemiddel. Omtrent halvparten av svovelet som produseres brukes til produksjon av svovelsyre, omtrent 25% brukes til å produsere sulfitter, 10-15% brukes til å kontrollere skadedyr på landbruksvekster (hovedsakelig druer og bomull) (løsningen av kobbersulfat CuSO4 5H2O er av størst betydning her), ca. 10 % brukes av gummiindustrien til gummivulkanisering. Svovel brukes i produksjon av fargestoffer og pigmenter, eksplosiver (det er fortsatt en del av kruttet), kunstige fibre,
fosfor. Svovel brukes i produksjon av fyrstikker, da det er en del av sammensetningen som fyrstikkhoder lages av. Noen salver som brukes til å behandle hudsykdommer inneholder fortsatt svovel.
13. SO2 (svoveldioksid; svoveldioksid)
Fysiske egenskaper
Fargeløs gass med en skarp lukt; svært løselig i vann (40V SO2 løses opp i 1V H2O ved standardbetingelser); t° pl. = -75,5°C; t° koke. = -10°C. Misfarger mange fargestoffer og dreper mikroorganismer.
Kvittering
Ved brenning av svovel i oksygen: S + O2 ® SO2
Oksidasjon av sulfider: 4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2
Behandling av svovelsyresalter med mineralsyrer:
Na2SO3 + 2HCl® 2NaCl + SO2+ H2O
Ved oksidering av metaller med konsentrert svovelsyre:
Cu + 2H2SO4(kons.) CuS04 + SO2+ 2H2O
Kjemiske egenskaper
Svoveldioksid er et surt oksid. Ved oppløsning i vann dannes det en svak og ustabil svovelsyre H2SO3 (finnes kun i vandig løsning) SO2 + H2O « H2SO3 K1® H+ + HSO3- K2® 2H+ + SO32- H2SO3 danner to serier salter - medium (sulfitter) og sure (bisulfitter, hydrosulfitter).
Ba(OH)2 + SO2® BaSO3a(bariumsulfitt) + H2OBa(OH)2 + 2SO2® Ba(HS03)2(bariumhydrosulfitt)
Oksidasjonsreaksjoner (S+4 – 2e ® S+6)SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
Vandige løsninger av alkalimetallsulfitter oksiderer i luft:
2Na2S03 + O2® 2Na2S04; 2SO32- + O2 ® 2SO42-
Reduksjonsreaksjoner (S+4 + 4e ® S0)SO2 + C –t°® S + CO2
SO2 + 2H2S® 3S + 2H2O
Svoveloksid VI SO3 (svovelsyreanhydrid)
Fysiske egenskaper
Fargeløs flyktig væske, smp. = 17°C; t° koke. = 66°C; "røyker" i luften og absorberer fuktighet kraftig (oppbevares i forseglede beholdere) SO3 + H2O ® H2SO4 Solid SO3 finnes i tre modifikasjoner. SO3 løses godt opp i 100 % svovelsyre, denne løsningen kalles oleum.
Kvittering
1)2SO2 + O2 kat;450°C® 2SO32) Fe2(SO4)3 –t°® Fe2O3 + 3SO3
Kjemiske egenskaper
Svovelsyreanhydrid er et surt oksid. Når det oppløses i vann gir det sterk dibasisk svovelsyre:
SO3 + H2O ® H2SO4 « H+ + HSO4- « 2H+ + SO42-H2SO4 danner to serier salter - medium (sulfater) og sure (hydrogensulfater): 2NaOH + SO3 ® Na2SO4 + H2O
NaOH + SO3 ® NaHSO4SO3 er et sterkt oksidasjonsmiddel.
H2SO4 er en sterk dibasisk syre som tilsvarer den høyeste oksidasjonstilstanden til svovel (+6). Under normale forhold er konsentrert svovelsyre en tung, fargeløs, luktfri, oljeaktig væske Svovelsyre er et ganske sterkt oksidasjonsmiddel, spesielt ved oppvarming og i konsentrert form; oksiderer HI og delvis HBr til frie halogener, karbon til CO2, S til SO2, oksiderer mange metaller (Cu, Hg, etc.). I dette tilfellet reduseres svovelsyre til SO?, og de kraftigste reduksjonsmidlene reduseres til S og H?S. Konsentrert H?SO? H2 er delvis redusert. På grunn av dette kan den ikke brukes til å tørke den. Fortynn H?SO? interagerer med alle metaller som befinner seg i den elektrokjemiske spenningsserien til venstre for hydrogen med dets frigjøring. Oksiderende egenskaper for fortynnet H?SO? ukarakteristisk. Svovelsyre danner to serier av salter: medium - sulfater og sure - hydrosulfater, samt estere. Peroxomonosulfuric acid (eller Caro acid) H2SO5 og peroksodisulfuric acid H2S2O8 er kjent. H2SO3 er en ustabil dibasisk syre av middels styrke, finnes bare i fortynnede vandige løsninger (ikke isolert i fri tilstand):
SO2 + H2O ? H2SO3? H+ + HSO3-? 2H+ + SO32-.
Middels sterk syre:
H2SO3<=>H+ + HSO3-, KI = 2,10-2
HSO3-<=>H+ + S032-, KII = 6 10-8
Løsninger av H2SO3 har alltid en skarp, spesifikk lukt (ligner lukten av en lysstikk), på grunn av tilstedeværelsen av SO2 som ikke er kjemisk bundet med vann. Dibasisk syre, danner to serier med salter: sure - hydrosulfitter (i fravær av alkali):
H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O
og medium - sulfitter (i overkant av alkali): H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O
Som svoveldioksid er svovelsyrling og dens salter sterke reduksjonsmidler:
H2SO3+Br2+H2O=H2SO4+2HBr
Når det samhandler med enda sterkere reduksjonsmidler, kan det spille rollen som et oksidasjonsmiddel:
H2SO3+2H2S=3S+3H2O
Kvalitativ reaksjon på sulfittioner - misfarging av en løsning av kaliumpermanganat:
5SO3 + 6H+2MnO4=5SO4+2Mn+3H2O
Sulfitter er salter av svovelsyre H2SO3. Det finnes to serier av sulfitter: medium (normal) med den generelle formelen M2SO3 og sure (hydrosulfitter) med den generelle formelen MHSO3 (M - enverdig metall). De mellomste, med unntak av alkalimetall- og ammoniumsulfitter, er dårlig løselige i vann og løses opp i nærvær av SO2. Av de sure forbindelsene i fri tilstand er det kun hydrosulfitter av alkalimetaller som er isolert. Sulfitter i vandig løsning er karakterisert ved oksidasjon til sulfater og reduksjon til tiosulfater M2S2O3. Reaksjoner med en økning i oksidasjonstilstanden til svovel fra +4 til +6, for eksempel:
Na2SO3 + Cl2 + H2O = Na2SO4 + 2 HCl.
Reaksjoner av selvoksidasjon-selvreduksjon av svovel er også mulig når det interagerer med sulfitter. Således, når en løsning med finmalt svovel kokes, dannes natriumtiosulfat (noen ganger kalt hyposulfitt):
Na2SO3 + S > Na2S2O3.
Således kan svovelsyrling og dens salter oppvise både oksiderende og reduserende egenskaper.De oppnås ved å reagere SO2 med hydroksyder eller karbonater av tilsvarende metaller i et vandig miljø. Hydrosulfitter brukes hovedsakelig - i tekstilindustrien for farging og trykking (KHSO3, NaHSO3), i papirindustrien for produksjon av cellulose fra tre, i fotografering, i organisk syntese. Sulfater er svovelsyresalter, salter av svovelsyre H2SO4. Det er to serier av S. - medium (normal) med den generelle formelen Mg2SO4 og sur (hydrosulfater) - MHSO4, hvor M er et enverdig metall. C. er krystallinske stoffer, fargeløse (hvis kationet er fargeløst), i de fleste tilfeller svært løselig i vann. Lite løselige mineraler finnes i form av mineraler: Gips CaSO4?2H2O, celestine SrSO4, anglesite PbSO4 osv. Baritt BaSO4 og RaSO4 er praktisk talt uløselige. Sure syrer isoleres i fast tilstand kun for de mest aktive metallene - Na, K, etc. De er svært løselige i vann og smelter lett. Normale sulfater kan oppnås ved å løse opp metaller i H2SO4, virkningen av H2SO4 på metalloksider, hydroksider, karbonater osv. Hydrosulfater fremstilles ved å varme opp normale sulfater med konsentrert H2SO4:
K2SO4 + H2SO4 = 2KHS04.
Krystallinske hydrater av noen tungmetaller kalles vitriol. Naturlige sulfater er mye brukt i mange bransjer.
14. H2S er en fargeløs gass med en ubehagelig lukt og søtlig smak. Dårlig løselig i vann, godt løselig i etanol. Ved høye konsentrasjoner korroderer det metall. Eksplosiv blanding med luft 4,5 - 45%. Termisk ustabil (ved temperaturer over 400 °C spaltes det til enkle stoffer - S og H2), giftig (innånding av luft med dets blanding forårsaker svimmelhet, hodepine, kvalme, og med betydelig innhold fører til koma, kramper, lungeødem og til og med død utfall), en gass som er tyngre enn luft med en ubehagelig lukt av råtne egg. Hydrogensulfidmolekylet har en vinkelform, så det er polart (? = 0,34 10-29 C m). I motsetning til vannmolekyler, danner ikke hydrogensulfidmolekyler sterke hydrogenbindinger, og det er derfor H2S er en gass. En mettet vandig løsning (hydrogensulfidvann) av H2S er en veldig svak hydrosulfidsyre. Den indre ioniseringen av flytende hydrogensulfid er ubetydelig. Hydrogensulfid er lett løselig i vann, en vandig løsning av H2S er en veldig svak syre:
Reagerer med grunner:
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (vanlig salt, med overskudd av NaOH)
H2S + NaOH = NaHS + H2O (syresalt, forhold 1:1)
Hydrogensulfid er et sterkt reduksjonsmiddel. I luften brenner det med en blå flamme:
2H2S + 3О2 = 2Н2О + 2SO2
med mangel på oksygen: 2H2S + O2 = 2S + 2H2O
(den industrielle metoden for å produsere svovel er basert på denne reaksjonen). Hydrogensulfid reagerer også med mange andre oksidasjonsmidler; når det oksideres i løsninger, dannes fritt svovel eller SO42-, for eksempel:
3H2S + 4HCl03 = 3H2S04 + 4HCl
2H2S + SO2 = 2H2O + 3S
H2S + I2 = 2HI + S
Kvittering
Reaksjon av fortynnede syrer på sulfider: FeS + 2HCl = FeCl2+H2S
Interaksjon av aluminiumsulfid med vann (denne reaksjonen er forskjellig i renheten til det resulterende hydrogensulfid): Al2SO3+H2O=2Al(OH)3+H2S
Salter av hydrosulfidsyre kalles sulfider. Bare sulfider av alkalimetaller, barium og ammonium er svært løselige i vann. Sulfider av andre metaller er praktisk talt uløselige i vann; de utfelles når en løsning av ammoniumsulfid (NH4)2S tilsettes til løsninger av metallsalter. Mange sulfider er fargerike. Hydrosulfidene M+HS og M2+(HS)™ er også kjent for alkali- og jordalkalimetaller. Ca2+ og Sr2+ hydrosulfider er svært ustabile. Som salter av en svak syre, gjennomgår løselige sulfider hydrolyse. Hydrolyse av sulfider som inneholder metaller i høye oksidasjonstilstander (Al? S3, Cr2S3, etc.) er ofte irreversibel. Mange naturlige sulfider i form av mineraler er verdifulle malmer (pyritt, kalkopiritt, kanel). Polysulfider er polysvovelforbindelser med den generelle formel Me2Sn, for eksempel ammoniumpolysulfid (NH4)2Sn. Strukturen til disse forbindelsene inneholder kjeder av -S-S(n)-S-atomer. Det er kjent mange hydrogenpolysulfider, med den generelle formelen H2Sn, hvor n varierer fra 2 til 23. Dette er gule oljeholdige væsker, ettersom svovelinnholdet øker, endres fargen fra gul til rød. Alkalimetallpolysulfider dannes ved interaksjon av elementært svovel med det tilsvarende sulfidet (ved fusjon eller i en konsentrert løsning):
Na2S + 2 S(romb.) > Na2S3
Na2S + 4S > Na2S5
Na2S + 5S > Na2S6
Na2S + 6S > Na2S7
Na2S + 7S > Na2S8
Vanligvis varierer antallet svovelatomer i polysulfidmolekyler fra 2 til 8; bare én forbindelse med n = 9 er kjent, dette er (NH4)2S9. De vanligste er polysulfider med to svovelatomer. Disse polysulfidene kan betraktes som analoger av de tilsvarende peroksidene. Polysulfider er preget av oksiderende og reduserende egenskaper:
(NH4)2S2 + Sn+2S > (NH4)2Sn+4S3
4FeS2 +11O2 > 2Fe2O3 + 8SO2
Når de interagerer med syrer, brytes de ned med frigjøring av svovel og H2S. Polysulfider brukes i analytisk kjemi for separering av grunnstoffer, i produksjon av noen gummier osv. En blanding av natriumpolysulfider (i gamle dager ble det kalt "svovellever") har vært brukt i lang tid i skinnet industri for hårfjerning.
der hvert selenatom er knyttet til to andre kovalente bindinger.
Kjedene er plassert parallelt med hverandre. Intermolekylær interaksjon finner sted mellom atomer av samme type i nabokjeder. Smelte- og kokepunktene til grå Se er henholdsvis 219o C og 685o C. Foto
ledningsevnen til grå selen kan forklares med det faktum at under påvirkning av fall
av lys får elektroner energi som lar dem overvinne
stor barriere mellom valensbåndet og ledningsbåndet, som brukes
finnes i fotoceller. Den elektriske ledningsevnen til selen i mørket er svært lav, men øker kraftig i lyset. Mindre stabile modifikasjoner av selen er
er: rødt selen, som har åtteleddede ringer i strukturen
tsa, som svovel, og svart glassaktig selen, der spiralkjedene er
omdømme.
Tellur har to modifikasjoner: amorf mørkebrun og sølv
risto-grå, med en struktur som ligner på grå selen. Smelte- og kokepunktene til Te er 450oC og 990oC.
Enkle stoffer er i stand til å utvise reduserende og oksiderende
helbredende egenskaper.
I seriene S, Se, Te øker den reduserende evnen til enkle stoffer, og den oksidative aktiviteten avtar.
Reaksjonen S(s) + H2 Se (g) = H2 S (g) + Se (grå) viser at svovel er bo-
er et sterkere oksidasjonsmiddel enn selen.
Selen og tellur reagerer med metaller ved oppvarming og danner selen
dy og tellurides.
2Cu + Se = Cu2Se,
2Ag + Te = Ag2 Te.
Selen og tellur oksideres av oksygen for å danne dioksider
EO 2 bare ved oppvarming. Begge ikke-metaller er stabile i luft.
Oksydasjonen av Se og Te med konsentrert salpetersyre og svovelsyre produserer selensyre og tellursyre.
E + 2H2SO4 = H2EO3 + 2SO2 + H2O
Ved koking i alkaliske løsninger blir selen og tellur uforholdsmessig.
3Se + 6KOH = 2K2Se + K2SeO3 +3H2O
Selen og tellurforbindelser
Selenid og tellurider
Alkalimetallene, kobber og sølv danner selenider og tellurider med normal støkiometri, og de kan betraktes som salter av seleno- og tel-
saltsyrer. Kjent naturlige selenider og tellurider:
Cu2Se, PbSe, Cu2Te, Ag2Te, PbTe.
Forbindelser av selen og tellur med hydrogen: H2 Se og H2 Te er fargeløse giftige gasser med en svært ubehagelig lukt. Oppløses i vann for å dannes
eliminering av svake syrer. I seriene H2 S, H2 Se, H2 Te øker styrken til syrer på grunn av svekkelse av H–E-bindingen på grunn av en økning i atomstørrelse. I samme serie er også de restaurerende egenskapene forbedret. I vandige løsninger av H2 Se og
H2 Te oksideres raskt av atmosfærisk oksygen.
2H2 Se + O2 = 2 Se + 2H20.
Oksider og oksygensyrer av selen og tellur
Selen og tellurdioksider- krystallinske stoffer.
Oksyd SeO2 – løses godt opp i vann og danner selensyre
H2SeO3. TeO2-oksid er dårlig løselig i vann. Begge oksidene er svært løselige
finnes i alkali, for eksempel:
SeO2 + 2NaOH = Na2SeO3 + H2O
Syren H 2 SeO 3 er et hvitt fast stoff.
Tellursyre beskrevet av formelen TeO 2. xH 2 O, jeg indikerer-
på dens variable sammensetning.
Selen- og tellursyrer er svake tellursyre viser amfoterisitet. Selensyre er svært løselig, og tellursyre er det
Kun synlig i fortynnet løsning.
Selenitter og telluritter ligner på sulfitter. Når de utsettes for sterke syrer, produserer de selensyre og tellursyre.
Oksydasjonstilstanden (+4) til selen og tellur er stabil , men sterke oksidasjonsmidler kan oksidere Se (+4) og Te (+4) forbindelser til oksidasjonstilstanden
5H2 SeO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5H2 SeO4 + 2MnSO4 + K2SO4 +3H2O
De reduserende egenskapene til Se (+4) og Te (+4) forbindelser er uttrykt som
merkbart svakere enn svovel (+4). Derfor er reaksjoner som: H2 EO3 + 2SO2 + H2 O = E + 2H2 SO4 mulige
Denne metoden kan brukes til å isolere rødt selen og svart selenutfellinger.
Selensyre H 2 SeO 4 i sin rene form er et fargeløst fast stoff
et stoff som er svært løselig i vann. Selensyre er nær i styrke til
svovel. og tellursyre er en svak syre.
Tellursyre har formelen H6 TeO6 . Alle seks hydrogen
atomer kan erstattes av metallatomer, som for eksempel i salter:
Ag6 TeO6, Hg3 TeO6. Dette er en svak syre.
Selensyre og tellursyre er saktevirkende, men sterke
oksidasjonsmidler sterkere enn svovelsyre.
Gull løses opp i konsentrert selensyre: 2Au + 6 H2 SeO4 = Au2 (SeO4 )3 + 3 SeO2 +6 H2 O
En blanding av konsentrert selensyre og saltsyre løser opp pla-
Pt + 2 H2 SeO4 + 6HCl = H2 + 2 SeO2 +4 H2O
TeO 3 trioksid er et gult fast stoff, uløselig i vann, di-
tilsatt syrer og baser. TeO3 oppnås ved dekomponering av orthotellurium
hylende syre ved oppvarming.
SeO 3 trioksid er et hvitt fast stoff dannet av molekyler
trimer (SeO3)3. Selentrioksid er svært løselig i vann og har en sterk
oksiderende egenskaper. SeO3 oppnås ved å erstatte den fra selensyre med svoveltrioksid.
Selen og tellurhalogenider. Mange selen- og tellurhalogenider er kjent (EF6, EF4, SeF2, TeCl2), de oppnås ved direkte syntese fra enkle stoffer
Konklusjon
VIA-undergruppen er dannet av p-elementer: O, S, Se, Te, Po.
Alle av dem er ikke-metaller bortsett fra Po.
Den generelle formelen for valenselektroner er ns 2 np 4.
Elementer av undergruppe VIA er ofte kombinert under det generelle navnet "chal-
cohens", som betyr "danning av malmer".
De mest karakteristiske oksidasjonstilstandene til S, Se, Te: -2, +4, +6.
Minimum oksidasjonstilstand (–2) er stabil for alle grunnstoffer
Blant de positive oksidasjonstilstandene til svovel er +6 mer stabil.
For Se, Te – den mest stabile oksidasjonstilstanden er +4.
Svovel forekommer i naturen som et enkelt stoff, i form av sulfid- og sulfatmineraler. Selenid og tellurider finnes i sulfidmalm i små mengder.
Enkle stoffer er i stand til å utvise både oksidative og reduktive
overbevisende egenskaper.
I seriene S, Se, Te er de reduserende egenskapene til enkle stoffer forbedret,
og oksidativ aktivitet reduseres.
Svovel, selen og tellur reagerer med metaller og danner sulfider, se-
lenider og tellurider, som fungerer som oksidasjonsmidler.
Svovel, selen og tellur oksideres av oksygen for å danne dioksider EO2.
I oksidasjonstilstand(–2) alle grunnstoffer danner svake syrer som
N2 E.
I seriene H2 S, H2 Se, H2 Te øker styrken til syrer.
Kalkogenforbindelser i oksidasjonstilstand (–2) viser reduksjon
Nye egenskaper. De intensiveres når man går fra S til Te.
Alle oksider og hydroksider av kalkogener viser sure egenskaper.
Styrken til syrer øker med økende oksidasjonsgrad og avtar med over-
fremgang fra S til Te.
H2 SO4 og H2 SeO4 er sterke syrer, H2 TeO6-syre er svak.
Syrene til grunnstoffene i oksidasjonstilstanden (+4) er svake, og oksidet Te (+4)
viser amfoterisitet.
Oksydene SO2 og SeO2 løses opp i vann. TeO2-oksid er dårlig løselig i vann. Alle oksider er svært løselige i alkali.
Trioksidene SO3 og SeO3 er svært løselige i vann, men TeO3 er uløselig.
Svovelsyre er den mest brukte syren i kjemisk praksis.
teak og i industrien.
Verdensproduksjonen av H2SO4 er 136 millioner tonn/år.
Forbindelser i +4 oksidasjonstilstand kan både oksideres og reduseres.
S(+4)-forbindelser er mer preget av reduserende egenskaper.
De reduserende egenskapene til Se (+4) og Te (+4) forbindelser er uttrykt
merkbart svakere enn svovel (+4).
Oksydasjonstilstanden (+4) til selen og tellur er stabil, men sterke oksidasjonsmidler kan oksidere Se (+4) og Te (+4) til oksidasjonstilstanden (+6).
Svovelsyre inneholder to oksidasjonsmidler: hydrogenion og
sulfation.
I fortynnet svovelsyre utføres oksidasjonen av metaller på grunn av hydrogenioner.
I konsentrert svovelsyre er oksidasjonsmidlet sulfationet.
som kan reduseres til SO2, S, H2 S avhengig av styrken på reduksjonen
etablerer.
Selensyre og tellursyre er saktevirkende, men sterke
oksidasjonsmidler sterkere enn svovelsyre.
1. Stepin B.D., Tsvetkov A.A. Uorganisk kjemi: Lærebok for universiteter / B.D.
Stepin, A.A. Tsvetkov – M.: Høyere. skole, 1994.- 608 s.: ill.
2. Karapetyants M.Kh. Generell og uorganisk kjemi: Lærebok for universitetsstudenter / M.Kh. Karapetyants, S.I. Drakin. - 4. utg., slettet. - M.: Kjemi, 2000. -
3. Ugai Y.A. Generell og uorganisk kjemi: Lærebok for universitetsstudenter,
studenter i retning og spesialitet "Kjemi" / Y.A. Ugai. - 3
red., rev. - M.: Høyere. skole, 2007. - 527 s.: ill.
4. Nikolsky A.B., Suvorov A.V. Kjemi. Lærebok for universiteter /
A.B. Nikolsky, A.V. Suvorov. – St. Petersburg: Khimizdat, 2001. - 512 s.: ill.
kjemi, virkelig nødvendig! hvordan endres de oksiderende egenskapene i serien av grunnstoffer S---Se---Te---Po? forklar svaret. og fikk det beste svaret
Svar fra Yona Aleksandrovna Tkachenko[aktiv]
I oksygenundergruppen, når atomnummeret øker, øker atomenes radius og ioniseringsenergien, som karakteriserer de metalliske egenskapene til elementene, avtar. Derfor, i serien 0--S--Se--Te--Po endres egenskapene til elementene fra ikke-metalliske til metalliske. Under normale forhold er oksygen et typisk ikke-metall (gass), og polonium er et metall som ligner på bly.
Når atomnummeret av grunnstoffer øker, synker elektronegativitetsverdien til grunnstoffer i en undergruppe. Negative oksidasjonstilstander blir mindre og mindre vanlig. Den oksidative oksidasjonstilstanden blir mindre og mindre karakteristisk. Den oksidative aktiviteten til enkle stoffer i 02--S-Se--Te-serien avtar. Så selv om svovel er mye svakere, interagerer selen direkte med hydrogen, og tellur reagerer ikke med det.
Når det gjelder elektronegativitet, er oksygen bare nest etter fluor, og derfor, i reaksjoner med alle andre elementer, viser det utelukkende oksiderende egenskaper. Svovel, selen og tellur i henhold til deres egenskaper. tilhører gruppen av oksiderende-reduksjonsmidler. I reaksjoner med sterke reduksjonsmidler viser de oksiderende egenskaper, og når de utsettes for sterke oksidasjonsmidler. de oksiderer, det vil si at de viser reduserende egenskaper.
Mulige valenser og oksidasjonstilstander for elementer i den sjette gruppen av hovedundergruppen fra atomstrukturens synspunkt.
Oksygen, svovel, selen, tellur og polonium utgjør hovedundergruppen i gruppe VI. Det ytre energinivået til atomene til elementene i denne undergruppen inneholder 6 elektroner, som har s2p4-konfigurasjonen og er fordelt mellom cellene som følger:
Svar fra 2 svar[guru]
Hallo! Her er et utvalg av emner med svar på spørsmålet ditt: kjemi, det er veldig nødvendig! hvordan endres de oksiderende egenskapene i serien av grunnstoffer S---Se---Te---Po? forklar svaret.
i serien av grunnstoffer O-S-Se, med økende atomnummer for et kjemisk grunnstoff, øker elektronegativiteten 1). 2) smart.
O-S-Se - avtar
C-N-O-F - øker
Fluor er det mest elektronegative grunnstoffet.
Oppgave 773.
Hva forklarer forskjellen mellom egenskapene til elementene i den andre perioden og egenskapene til deres elektroniske analoger i påfølgende perioder?
Løsning:
Forskjellen mellom egenskapene til elementer i den andre perioden fra egenskapene til deres elektroniske analoger i påfølgende perioder er forklart
det faktum at atomene til elementer i den andre perioden i det ytre elektroniske laget ikke inneholder et d-undernivå. For eksempel er elementene i hovedundergruppen til gruppe VI: O, S, Se, Te, Po elektroniske analoger, siden deres atomer inneholder seks elektroner i det ytre elektroniske laget, to på s- og fire på p-undernivået . Den elektroniske konfigurasjonen av deres valenslag er: ns2np4. Oksygenatomet skiller seg fra atomene til andre elementer i undergruppen i fravær av et d-subnivå i det ytre elektroniske laget:
Denne elektroniske strukturen til oksygenatomet lar derfor ikke atomet pare elektroner kovalens oksygen er som regel 2 (antall uparede valenselektroner). Her er en økning i antall uparrede elektroner bare mulig ved å overføre elektronet til neste energinivå, som naturligvis er forbundet med et stort energiforbruk. Atomer av elementer fra påfølgende perioder +16S, +34Se, +52Te og +84Po på valenselektronlaget har frie d-orbitaler:
Denne elektroniske strukturen av atomer lar atomene til disse elementene sammenkoble elektroner, og derfor øker antallet uparrede elektroner i eksitert tilstand på grunn av overføringen av s- og p-elektroner til frie d-orbitaler. I denne forbindelse vises disse elementene kovalens lik ikke bare 2, men også 4 og 6:
A) ( kovalens – 4) 
b) ( kovalens – 4) 
Derfor, i motsetning til oksygenatomet, kan svovel-, selen- og telluratomer delta i dannelsen av ikke bare to, men også fire eller seks kovalente bindinger. Atomer fra andre perioder oppfører seg på samme måte, og har også ledige d-orbitaler, de kan gå inn i en eksitert tilstand og danne et ekstra antall uparrede elektroner.
Diagonal likhet mellom elementer
Oppgave 774.
Hvordan viser det seg? diagonal likhet mellom elementer? Hva forårsaker det? Sammenlign egenskapene til beryllium, magnesium og aluminium.
Løsning:
Diagonal likhet er likheten mellom seg av elementer som er plassert i det periodiske system diagonalt fra hverandre, så vel som de tilsvarende enkle stoffene og forbindelsene. Diagonalen fra øvre venstre til nedre høyre forener noe lignende elementer. Dette forklares med omtrent samme økning i ikke-metalliske egenskaper i perioder og metalliske egenskaper i grupper. Diagonal analogi kan manifestere seg i to former: likheten i den generelle kjemiske karakteren til elementene, manifestert i alle forbindelser av samme type. Diagonal analogi i vid forstand skyldes nærheten til energien og dimensjonale egenskaper til analoge elementer. I sin tur bestemmes dette av en ikke-monoton endring, for eksempel i elektronegativiteten og orbitalradiene til elementer horisontalt (i en periode) og vertikalt (i en gruppe). På grunn av denne ikke-monotoniciteten er en situasjon mulig når forskjellen mellom egenskapene til elementer langs diagonalen viser seg å være mindre enn horisontalt og vertikalt, noe som fører til større kjemisk likhet mellom diagonalt plasserte elementer i nabogrupper sammenlignet med gruppeanalogi. Likheten kan forklares med de nære ladnings/radius-forholdene til ionet.
Diagonal likhet observert i par av elementer Li og Mg, Be og Al, B og Si osv. Dette mønsteret skyldes tendensen til at egenskaper endres vertikalt (i grupper) og deres endringer horisontalt (i perioder).
Det er assosiert med en økning i ikke-metalliske egenskaper i perioder fra venstre til høyre og i grupper fra bunn til topp. Derfor ligner litium på magnesium, beryllium ligner på aluminium, bor ligner på silisium og karbon ligner på fosfor. Litium og magnesium danner således mange alkyl- og arylforbindelser, som ofte brukes i organisk kjemi. Beryllium og aluminium har lignende redokspotensialer. Bor og silisium danner flyktige, svært reaktive molekylære hydrider.
De kjemiske egenskapene til beryllium er på mange måter lik egenskapene til magnesium (Mg) og spesielt aluminium (Al). Likheten mellom egenskapene til beryllium og aluminium forklares av det nesten identiske forholdet mellom kationladningen og dens radius for Be 2+ og Al 3+ ionene. Be – viser, som aluminium, amfotere egenskaper.
For beryllium og aluminium er forholdet mellom ioneradius og ladning, 1/nm, henholdsvis 45,4 og 41,7, mye større enn for magnesium - 24,4. Magnesiumhydroksid har en middels base, mens beryllium og aluminium har amfotere baser. Magnesium har et ionisk kloridkrystallgitter, mens beryllium og aluminium har et molekylært gitter (anonym); ionisk (krystallinsk hydrat). Magnesiumhydrid er en ionisk forbindelse, og beryllium- og aluminiumhydrider er polymerer.
Fysiske og kjemiske egenskaper til enkle stoffer av elementer i hovedundergruppene
Oppgave 775.
Hva er de generelle mønstrene for endringer i de fysiske og kjemiske egenskapene til enkle stoffer dannet av elementer i hovedundergruppene av det periodiske systemet av elementer: a) i en periode; b) i en gruppe?
Løsning:
a) i perioden.
I perioder (fra venstre til høyre) - kjerneladningen øker, antall elektroniske nivåer endres ikke og er lik periodetallet, antall elektroner på det ytre laget øker, atomradiusen avtar, de reduserende egenskapene reduseres, de oksiderende egenskapene øker, den høyeste oksidasjonstilstanden øker fra +1 til +7, den laveste oksidasjonstilstanden øker fra -4 til +1, de metalliske egenskapene til stoffene svekkes, de ikke-metalliske egenskapene øker. Dette skyldes økningen i antall elektroner i det siste laget. I perioder fra venstre til høyre reduseres de grunnleggende egenskapene til høyere oksider og deres hydrater, og de sure egenskapene øker.
b) i en gruppe.
I hovedundergruppene (fra topp til bunn) - kjernefysisk ladning øker, antall elektroniske nivåer øker, antall elektroner på det ytre laget endres ikke og er lik gruppenummeret, atomradiusen øker, de reduserende egenskapene øke, de oksiderende egenskapene reduseres, den høyeste oksidasjonstilstanden er konstant og lik tallgruppen, den laveste oksidasjonstilstanden endres ikke og er lik (- gruppe nr), de metalliske egenskapene til stoffene er forbedret, ikke-metalliske egenskaper er formlene for høyere oksider (og deres hydrater) er felles for elementene i hoved- og sekundærundergruppene. I høyere oksider og deres hydrater av elementer fra gruppene I - III (unntatt bor), dominerer grunnleggende egenskaper; fra IV til VIII - sure egenskaper. I hver hovedundergruppe (unntatt VIII) øker grunnkarakteren til oksider og hydroksider fra topp til bunn, mens de sure egenskapene svekkes.
Dette skyldes en økning i antall elektroniske lag, og derfor en reduksjon i tiltrekningskreftene til elektronene i det siste laget til kjernen.
Syre-base egenskaper av oksider og hydroksider av grunnstoffer
Oppgave 776.
Hvordan endres syre-base- og redoksegenskapene til høyere oksider og hydroksider av grunnstoffer med økende ladning av kjernene deres: a) i løpet av en periode; b) i gruppen?
Løsning:
a) I løpet av en periode med en økning i ladningen til kjernene til atomer av elementer, endres syre-base-egenskapene til deres høyere oksider som følger, evnen til å danne syrer avtar. Endringen i syre-base egenskaper over en periode kan tydelig spores ved å bruke eksemplet på følgende sammensetninger av elementer fra den tredje perioden:
Redoksegenskapene over perioder med økende atomladninger av grunnstoffer endres som følger: de reduserende egenskapene til grunnstoffene svekkes og de oksidative egenskapene til grunnstoffene øker. For eksempel, i den tredje perioden avtar den reduserende evnen i sekvensen: Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, SiO 2, P 2 O 5, og oksidasjonsevnen øker i sekvensen: NaOH, Mg(OH) 2, Al(OH)3, H3PO4, H2SO4, HClO4. De syreduserende egenskapene til grunnstoffer avhenger av antall oksidasjonstilstander de viser. I løpet av perioden øker antallet oksidasjonsgrader som vises av grunnstoffer naturlig: Na viser to oksidasjonsgrader (0 og +1), Cl – syv (0, -1, +1, +3, +4, +5, +6 , +7).
b) I grupper, med en økning i ladningene til grunnstoffenes atomkjerner, endres syre-baseegenskapene til oksidene og hydroksidene til grunnstoffene som følger: de grunnleggende egenskapene øker og de sure egenskapene svekkes. For eksempel, i grupper av elektropositive elementer øker styrken til baser: Be(OH) 2 er en amfoter forbindelse, og Ba(OH) 2 er en sterk base. I grupper, med økende ladninger av grunnstoffatomer, øker den reduserende evnen til høyere oksider og hydroksider av grunnstoffer, og oksidasjonsevnen reduseres, for eksempel for grunnstoffer i gruppe VII (HClO 4, HBrO 4, HIO 4), den sterkest reduserende agenten er HClO 4, og den svakeste er HIO 4 . I gruppe II (BeO, MgO, CaO, SrO, BaO) er det sterkeste reduksjonsmidlet BaO, og det svakeste er BeO.