Элементы VIА группы презентация

Свойства элементов и простых веществ.

Кислород
В природе - входит в состав: Н2О, кварца, карбонатов, силикатов, алюмосиликатов, живых организмов. Составляет 21% воздуха по объему.
На высоте 25 км образует озоновый экран (О3).
Получение. В промышленности:
1)ректификация жидкого воздуха, 2)электролиз Н2О.
2)В лаборатории - термическое разложение KMnO4 при 250оС, и KClO3 при 400оС:
2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2
2KClO3=2KCl+3O2

Свойства кислорода
Физические: бесцветных газ, не имеющий запаха, тяжелее воздуха, мало растворим в воде (в 100 об. Н2О – 5 об. О2 при 0оС).
Химические. Образует соединения со всеми элементами кроме He, Ne, Ar.
Непосредственно не взаимодействует только с галогенами, Au, Pt.
Белый фосфор (Р4), Ba, Rb, Cs + O2 → самовоспламенение.
С др. в-вами взаимодействует при нагревании, облучении или в присутствии катализатора.

Озон
Молекула О3 имеет угловую форму. Валентные орбитали центрального атома в состоянии sp2-гибридизации (валентный угол близок к 120о). Помимо 2-х σ-связей образуется общая трехцентровая π-связь. Длина связей меньше одинарной (О – О), но больше двойной.

Свойства озона
Бесцветный газ с резким запахом, растворяется в воде ( в 100 об Н2O - 49 об. О3), в жидком состоянии имеет синюю окраску, tкип=-111,9оС (выше чем у О2), ядовит.
О3 – сильный окислитель. Окисляет металлы (кроме Au, Pt), неметаллы, сложные вещества.
Качественная реакция:
2KI+H2O+O3=I2+2KOH+O2
Получение – действием тихого электрического разряда на О2 в озонаторе.

Применение кислорода и озона
О2 – интенсификация процессов в производстве H2SO4, HNO3, чугуна, стали.
Получение высоких to в ацетиленовых и водородных горелках.
В медицине - при затрудненном дыхании.
О3 – обеззараживание воды и дезинфекция воздуха.
Окислитель в органической химии, реактивной технике.

Сера
Нахождение в природе: FeS2 – пирит, CuFeS2- медный колчедан, PbS – свинцовый блеск, ZnS – цинковая обманка, CaSO4·2H2O –гипс, Na2SO4·10H2O – мирабилит.
Получение – выплавление из горных пород самородной серы;
разложение полисульфидов: FeS2=tFeS+S;
из газов, образующихся при коксовании и газификации угля:
2H2S+3O2=2H2O+2SO2, 2H2S+SO2=2H2O+3S↓.

Аллотропия серы
Sромбическая - α-сера – хрупкие, желтые кристаллы без запаха, нерастворимые в воде, хорошо растворимы в сероуглероде (циклические молекулы S8).
Sмоноклинная – β-сера образуется при t>95,4оС, светло-желтые пластинчатые кристаллы (S8).
Пластическая – темная резиноподобная масса, образуется, при быстром охлаждении водой расплавленной и выдержанной при 250оС S.

Химические свойства серы
При to взаимодействует с простыми веществами кроме: инертных газов, N2, Se, Te, I2 , Au.
Восстанавливается:
S+Zn=ZnS2-
S+H2=H2S2-
Окисляется:
S+O2=SO2
S+4HNO3(к)=H2SO3+4NO2↑+H2O
2S+3O2+4NaOH(расплав) =2Na2SO4+2H2O
Диспропорционирует:
3S+6NaOH(р-р)=t 2Na2S+Na2SO3+3H2O.

Соединения серы в С.О. 2-
H2S – сероводород – бесцветный ядовитый газ с запахом тухлых яиц, растворим (1v H2O:3v H2S). Форма молекулы – равнобедренный треугольник.
Сильный восстановитель - горит на воздухе, окисляется галогенами:
2H2S+3O2=2SO2+2H2O,
2H2S+O2=2H2O+2S;
H2S+Br2=2HBr+S
В воде - сероводородная кислота – слабая :
H2S↔H++HS- (K1=8,7·10-8)
HS-↔H++S2- (K2=1,3·10-13)
Сульфиды – соли сероводородной кислоты. Растворимые соли щелочных Ме подвергаются гидролизу:
S2-+HOH=OH-+ HS-,
K2S+HOH=KOH+KHS
гидросудьфид калия (кислая соль)

Химические свойства сульфидов
Восстановительные свойства:
2Na2S+3O2=2Na2SO3 (сульфит)
Na2S+2O2=t Na2SO4 (сульфат).
Нерастворимые сульфиды получают реакциями обмена:
CuSO4+H2S=H2SO4+CuS↓ (ПР=3,2·10-38)
CuS, HgS не растворяются в H2SO4..
Другие сульфиды:
FeS+H2SO4=H2S↑+FeSO4 (ПР(FeS)= 5·10-18 )
FeS нельзя получить действием H2S на р-р соли, но можно - реакцией между солями:
Na2S+FeSO4=FeS↓+Na2SO4
S2-+Fe2+=FeS↓

Соединения серы в С.О. +4
SO2 – оксид серы(IV) –бесцветный газ с резким запахом горящей серы, растворим в воде (1v H2O:40v SO2 при 20оС).
Сернистая кислота – H2SO3:
H2O+SO2<=>H2SO3 <=> H++HSO3- <=> 2H++SO32-
Непрочная, слабая (K1=1,3·10-2; K2=6,8·10-8), двухосновная кислота образует сульфиты(Na2SO3) и гидросульфиты (NaHSO3).
Восстановительные св-ва: 2H2SO3+O2=2H2SO4
Окислительные св-ва: H2SO3+2H2S=3S+3H2O
Сульфиты наиболее активных металлов диспропорционируют при прокаливании: 4Na2SO3=tNa2S+3Na2SO4.
Гидролизуются по аниону: Na2SO3+HOH=NaHSO3+NaOH.

Соединения серы в С.О. +6
SO3 – оксид серы(VI) – бесцветная, легко подвижная жидкость.
Форма молекулы – плоский правильный Δ, в центре - S (sp2-гибридизация, валентный ∟OSO=120о).
Получают каталитическим окислением SO2:
2SO2+O2= 2SO3
Сильный окислитель: 2SO3+C=CO2+SO2
Образует H2SO4 :
SO3+H2O=H2SO4

Серная кислота и её соли
H2SO4 - бесцветная, маслянистая, гигроскопичная жидкость.
Сильный окислитель ( в р-циях с Ме, неМе и сложными в-вами):
8HI+H2SO4=4I2+H2S+4H2O
C+2H2SO4=CO2+2SO2+2H2O
Сильная двухосновная кислота:
H2SO4→H++HSO4-,
HSO4-↔SO42-+H+ (K2=10-2).
Соли – сульфаты: K2SO4, MgSO4, CaSO4, CuSO4;
гидросульфаты: NaHSO4, KHSO4.
Нерастворимые: BaSO4, SrSO4, PbSO4.
Качественная реакция на ионы SO42-:
SO42-+Ba2+=BaSO4↓

Тиосерная кислота и ее соли
Тиосерная кислота – H2S2O3 – неустойчива, распадается при комнатной температуре.
С.О. атомов S +4 и 0:
H2S2O3=H2O+SO2↑+S↓
Na2S2O3·5H2O – тиосульфат натрия - восстановитель:
Na2S2O3+4Cl2+5H2O=2H2SO4+2NaCl+6HCl
Получение - кипячение р-ра Na2SO3 с S:
S+Na2SO3=Na2S2O3