Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Глав VIII . Элементы главной подгруппы VI группы
В главную подгруппу VI группы входят элементы кислород, сера, селен, теллур и полоний. На внешнем энергетическом уровне находится шесть электронов, что обуславливает их химические и физические свойства.
Кислород
Кислород – самый распространенный элемент на Земле. Атом кислорода имеет электронную конфигурацию 1s22s22p4. До завершения внешнего энергетического уровня ему не хватает двух электронов. Он легко их присоединяет и поэтому является сильным окислителем, уступая только фтору. В сложных веществах имеет обычно степень окисления -2. Процессы окисления многих веществ кислородом сопровождаются выделением большого количества тепла и света. Эти реакции называются горением. 1. Кислород окисляет практически все металлы, кроме золота и платины. При этом в основном образуются оксиды металлов, а в случае активных щелочных металлов – пероксиды, в которых атомы кислорода имеют степень окисления -1. 2Cu + O2 = 2CuO 4Al + O2 = 2Al2O3 2Na + O2 = Na2O2 (пероксид натрия) (Na - O - O - Na) 2. Кислород энергично окисляет многие неметаллы: С + О2 = СО2 S + O2 = SO2 4P + 5O2 = 2P2O5 3. Горение сложных веществ в избытке кислорода сопровождается образованием оксидов элементов, входящих в состав сложного вещества: 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O C2H5OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O Исключение составляют азотсодержащие вещества, при горении которых образуются молекулярный азот и оксиды других элементов: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O 2CH3NH2 + 4,5O2 = N2 + 2CO2 + 5H2O Кислород образует две аллотропные модификации: О2 – молекулярный (обычный) кислород и О3 – озон. В верхних слоях атмосферы (20-30 км) находится озоновый слой, который защищает Землю от жесткого УФ-излучения, поскольку озон, поглощая его, разлагается: О3 + hν → О2 + О По химической активности кислород и озон резко различаются. Озон – настолько сильный окислитель, что реагирует со многими веществами в таких условиях, когда кислород на них не действует. Эта особенность озона объясняет его высокую токсичность и позволяет использовать его для очистки воды от микробов и бактерий.
Соединения кислорода с водородом.
Кислород образует с водородом два соединения: оксид водорода – воду (Н2О) и пероксид водорода (Н2О2). Химические свойства воды. Вода - чрезвычайно слабый электролит: Н2О ↔ Н+ + ОН-
При ее диссоциации образуется очень мало катионов водорода Н+ и анионов ОН-, концентрация которых в чистой воде равны между собой и при 220С составляют 10-7 моль/л. Наличие в системе одновременно и носителя кислотных свойств катиона Н+, и основных свойств – анионов ОН- в равных количествах делает воду типичным амфолитом с четко сбалансированными кислотно-основными свойствами. В процессах гидролиза солей вода может выступать и как кислота, и как основание – в зависимости от объекта гидролиза (анион или катион). При гидролизе соли по аниону молекула воды отдает аниону соли катион водорода, т.е. она является кислотой. При этом образуется новая слабая кислота: NO-2 + H – OH ↔ HNO2 + OH- (кислота) (кислота) При гидролизе соли по катиону молекула воды отдает этому катиону анион ОН-, выступая основанием. При этом образуется новое слабое основание: Сu2+ + H – OH ↔ (CuOH)+ + H+ (основание) (основание) Вода реагирует с химически активными металлами (восстановителями): 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 С неметаллами восстановителями: С + Н2О = СО + Н2
Сера Сера имеет электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p4. Подобно кислороду сера принимает два электрона и проявляет в соединениях с менее электроотрицательными элементами степень окисления -2 (Н2S). В то же время в соединениях с более электроотрицательными элементами – фтором и кислородом – сера проявляет степени окисления +4 и +6 (SO2, SF4, SO3, SF6). Способность образовывать в соединениях четыре и даже шесть связей объясняется наличием во внешнем слое атома серы вакантных 3d-орбиталей. Сера существует в природе в свободном и связанном состояниях. Химическая активность серы при нормальных условиях невелика, но при нагревании сера достаточно активно проявляет свойства и окислителя и восстановителя (для всех уравнений реакций составлять электронный баланс). Металлы (активные восстановители) сера окисляет при нагревании, образуя сульфиды. При этом такие металлы, как железо и хром, сера окисляет только до низшей степени окисления: Zn + S = ZnS Cu + S = CuS Fe + S = FeS Cr + S = CrS С водородом сера взаимодействует только при нагревании с образованием сероводорода, но при температуре свыше 3500С происходит обратная реакция – распад сероводорода. Другие неметаллы, электроотрицательность которых ниже, чем у серы, также окисляются ею при нагревании без доступа воздуха:
Н2 + S = H2S C + 2S = CS2 2P + 3S = P2S3 С сильными окислителями сера проявляет восстановительные свойства. Она сгорает в атмосфере кислорода с образованием оксида серы (IV). В присутствии катализаторов при высоких температурах оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI): S + O2 = SO2 2SO2 + O2 = 2SO3 Со сложными веществами, содержащими сильные окислители, сера взаимодействует как восстановитель: S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 + 2H2O S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O При кипячении в растворе щелочи сера проявляет окислительно-восстановительную двойственность, образуя в результате реакции ОВ сульфиды и сульфиты: 3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O Соединения серы с водородом. Сероводород, в отличие от воды, - газ с резким запахом. При растворении в воде образует слабую двухосновную кислоту: H2S ↔ H+ + HS- HS- ↔ H+ + S2- Сероводородная кислота образует два ряда солей: сульфиды и гидросульфиды: H2S + 2NaOH(изб.) = Na2S + 2H2O H2S + NaOH = NaHS + H2O Только сульфиды щелочных металлов растворимы в воде, а сульфиды большинства других металлов – нерастворимы: Cu(NO3)2 + H2S = CuS↓ + 2HNO3 Для качественного обнаружения сероводорода обычно используется «свинцовая бумага» - фильтровальная бумага, пропитанная раствором соли свинца. В присутствии H2S она чернеет из-за образования PbS: Pb2+ + H2S = PbS↓ + 2H+ (PbS -черный осадок) Поскольку H2S является слабой кислотой не только по второй, но и по первой ступени диссоциации, то ее растворимые соли – сульфиды и гидросульфиду – подвергаются глубокому гидролизу в водных растворах, и поэтому их растворы имеют щелочную среду и пахнут сероводородом: S2- + H2O ↔ HS- + OH- Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH HS- + H2O ↔ H2S↑ + OH- NaHS + H2O ↔ H2S↑ + NaOH В окислительно-восстановительных реакциях сероводород является сильным восстановителем за счет S2-. Так, он сгорает на воздухе: 2H2S + O2 = 2SO2 + 2H2O В растворе при недостатке кислорода окисляется до свободной серы, из-за чего раствор мутнеет: 2H2S + O2 = 2H2O + 2S↓ При взаимодействии с несильными окислителями (J2, SO2, FeCl3) также окисляется до свободной серы: H2S + SO2 = 3S↓ + 2H2O 3H2S + 2FeCl3 = S↓ + 2FeS↓ + 6HCl Сильными окислителями, например хлором в воде, H2S окисляется до H2SO4: H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl В то же время H2S может быть и окислителем за счет катиона водорода. Поэтому она взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: H2S + Zn = ZnS + H2↑ В присутствии кислорода как окислителя H2S реагирует и с малоактивными металлами: 2H2S + 4Ag + O2 = 2Ag2S + 2H2O Именно в результате этой реакции серебро чернеет на воздухе. Соединения серы с кислородом. Сера с кислородом образует два кислотных оксида: SO2 –оксид серы (IV) и SO3 - оксид серы (VI). Оба оксида взаимодействуют с основными оксидами и основаниями, образуя соответственно сульфиты и сульфаты: СаО + SO2 = CaSO3 (сульфит кальция) Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O Na2O + SO3 = Na2SO4 (сульфат натрия) 2NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O При растворении в воде оксид серы (IV) образует сложную равновесную систему на основе слабой малоустойчивой сернистой кислоты H2SO3: SO2 + H2O ↔ H2SO3 H2SO3 ↔ H+ + HSO-3 HSO-3 ↔ H+ + SO2-3 Эта кислота образует два ряда солей – гидросульфиты и сульфиты: SO2 + NaOH = NaHSO3 SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
В водной среде соли сернистой кислоты подвергаются гидролизу с образованием кислых солей и щелочной среды: SO2-3 + H-OH ↔ HSO-3 + OH- В окислительно-восстановительных реакциях оксид серы (IV) может быть восстановителем или окислителем за счет S+4 в зависимости от свойств второго реагента. Соли сернистой кислоты – сульфиты – в ОВР практически всегда являются восстановителями: 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O Оксид серы (VI) очень часто накапливается в атмосфере тех промышленных городов, в которых в качестве топлива используют каменный уголь, в котором, как правило, содержится около 2% серы. При сжигании такого угля образуется и выбрасывается в атмосферу, кроме СО2, значительное количество оксида SO2. Он служит причиной возникновения кислотных дождей (H2SO3 и H2SO4): SO2 + H2O = H2SO3 2SO2 + 2H2O + O2 = 2H2SO4 Кислотные дожди в настоящее время являются одной из самых угрожающих болезней биосферы. Оксид серы (VI) при поглощении водой образует сильную кислоту H2SO4, полностью диссоциирующую в водном растворе: SO3 + H2O = H2SO4 H2SO4 = H+ + HSO4- HSO-4 = H+ + SO42- Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она взаимодействует: − с основными оксидами: CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O − с основаниями: 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O − c солями: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ Реакция взаимодействия сульфат-ионов SO42- с катионами Ва2+ приводит к образованию белого порошкообразного осадка BaSO4, нерастворимого в воде и кислотах. Это качественная реакция на сульфат-ион SO42-. Как двухосновная кислота образует два ряда солей: средние – сульфаты (K2SO4) и кислые – гидросульфаты (KHSO4). Соли серной кислоты в водном растворе не подвергаются гидролизу по аниону, так как H2SO4 – сильная кислота. Многие средние соли - сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты, некоторые из них называют купоросами. Наиболее широкое применение нашли следующие соли серной кислоты: Na2SO4*10H2O – глауберова соль, применяется как слабительное средство; MgSO4*7H2O – горькая английская соль (магнезия), применяется как слабительное и как успокаивающее средство; CuSO4*5H2O – медный купорос – соль ярко-синего цвета, используется для борьбы с вредителями растений; FeSO4*7H2O – железный купорос, светло-зеленого цвета, используется для борьбы с вредителями растений; 2CaSO4*H2O - алебастр, используется в строительстве и медицине, так как при замешивании его с водой образуется гипс CaSO4*2H2O, который нерастворим. Концентрированная серная кислота проявляет сильное водоотнимающее действие, что используется для осушки газов, не взаимодействующих с кислотой (N2, CO2, HCl, воздух и др.). безводная серная кислота проявляет настолько сильные водоотнимающие свойства, что обугливает органические вещества (сахар, ткань, дерево, бумагу):
C12H22O11 + 11H2SO4 = 12C + 11H2SO4*H2O Разбавление серной кислоты водой сопровождается выделением большого количества тепла, вызывая даже кипение и разбрызгивание смеси. Поэтому при разбавлении кислоты водой всегда следует лить кислоту в воду, а не наоборот, так как плотность кислоты больше плотности воды. В разбавленной серной кислоте окислителем является катион водорода Н+, и поэтому она взаимодействует только с металлами, способными вытеснять водород: Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑ Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счет атомов S+6. При взаимодействии с неметаллами и малоактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2: C + 2H2SO4(конц.) = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O 2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O 2Ag + 2H2SO4(конц.) = Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O Получение серной кислоты. В промышленности для получения серной кислоты первоначально получают оксид серы (IV), который при высоких температурах в присутствии катализатора окисляют в оксид серы (VI), который поглощают раствором серной кислоты. Безводная серная кислота хорошо растворяет оксид серы (VI) SO3. Серная кислота, содержащая SO3, дымит на воздухе, выделяя пары SO3, и называется олеум, в котором может содержаться до 70% SO3. Серная кислота относится к основным продуктам химической промышленности. Она используется в производстве минеральных удобрений, продуктов основного органического синтеза (красителей, лекарств, взрывчатых веществ, различных полимеров), как электролит – в автомобильных аккумуляторах и для многих других целей. Вопросы для контроля 1. Какие элементы относятся к халькогенам? Где расположены халькогены в периодической системе Д.И.Менделеева? 2. Сколько электронов в атомах халькогенов на внешнем энергетическом уровне? Какова электронная формула халькогенов? 3. Какую валентность имеет кислород? Почему валентность кислорода является постоянной величиной в отличие от серы, селена, теллура? 4. Какова общая формула водородных соединений элементов подгруппы халькогенов, что образуется при их растворении в воде? Как называются халькогеноводородные кислоты? 5. Охарактеризуйте кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства сероводородной кислоты. 6. Какие оксиды характерны для халькогенов? Какие кислоты им соответствуют? Напишите молекулярные и графические формулы селенистой и селеновой кислот. 7. Приведите примеры реакций, в которых: а) сернистый газ играет роль кислотного оксида; б) сернистый газ играет роль окислителя; в) сернистый газ проявляет восстановительные свойства. 8. К какому классу относятся вещества, которые обычно образуются при окислении кислородом металлов и неметаллов?
9. Охарактеризуйте физические свойства серной кислоты. 10. Охарактеризуйте химические свойства разбавленной серной кислоты. Ответ подтвердите записями уравнений реакций. 11. Чем обусловлено различие окислительных свойств разбавленной и концентрированной серной кислоты? 12. Чем отличается действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на металлы? Упражнения и задачи для самостоятельной работы 1. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) KClO3 → O2 → CO2 → O2 → H2O → O2 → P2O5; б) KNO3 → O2 → Na2O2 → O2 → SO2 → SO3 → H2SO4. 2. Найдите, какая масса кислорода вступила в реакцию, если получено 71 г оксида фосфора (V)? 3. При полном сгорании сероводорода объемом 11,2 л (н.у.) выделилось 251,2 кДж теплоты. Определите, сколько теплоты выделится при сжигании 2 моль сероводорода. 4. При полном разложении 56,1 г смеси KClO3 и KMnO4 образовалось 8,96 л кислорода. Определите состав исходной смеси в процентах. 5. Методом электронного баланса найдите коэффициенты в уравнениях следующих окислительно-восстановительных реакций: Fe(OH)2 + O2 + H2O → Fe(OH)3; Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2; H2O+ K3[Fe(CN)6] → O2 + K4[Fe(CN)6] + K2H2[Fe(CN)6] 6. Вычислите массу сульфида цинка, которая образуется при взаимодействии 2,24 л сероводорода (н.у.) с раствором ацетата цинка. 7. Какое количество сернистого газа можно получить из 1 т руды, содержащей 48% пирита? 8. Вычислите массовую долю сероводородной кислоты в растворе, полученном при растворении 44,8 л (н.у.) сероводорода в 20 л воды. 9. Сколько граммов гидроксида калия потребуется для полной нейтрализации 20 г 5%-го раствора сернистой кислоты? 10. Сколько граммов сернистого газа выделится при взаимодействии 6,4 г меди с избытком концентрированной серной кислоты? 11. Методом электронного баланса подберите и расставьте коэффициенты в следующих окислительно-восстановительных реакциях: K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O KMnO4 + SO2 + H2O → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4 12. Сколько 20%-ой серной кислоты можно получить из 50 кг 10%-го олеума? 13. Какое количество серы выпадет в осадок при пропускании 11,2 л сероводорода (н.у.) через раствор, содержащий 41 г сернистой кислоты? Глава IX. Азот
Электронная формула азота 1s22s22p3. Для завершения внешнего энергетического уровня атому азота не хватает трех электронов, следовательно, максимально возможная отрицательная степень окисления атома азота равна -3. Максимальная положительная степень окисления атома азота равна +5. Наличие на внешнем энергетическом уровне трех неспаренных электронов позволяет атому азоту образовывать очень устойчивую молекулу N2 с тремя ковалентными связями (одна δ- и две π-связи). Высокая прочность внутримолекулярной связи объясняет химическую инертность молекулярного азота в обычных условиях. Воздух содержит 78% азота. Пассивность газообразного азота используется для создания инертной атмосферы при проведении химических реакций, чувствительных к присутствию кислорода. В промышленности азот получают из жидкого воздуха с отгонкой азота. В лаборатории азот можно получить термическим разложением нитрита аммония, за счет внутримолекулярного окисления (N-3) и восстановления (N+3): NH4NO2 = N2 + 2H2O Азот как неметалл проявляет окислительные свойства в реакциях с простыми веществами-восстановителями. При комнатной температуре азот реагирует только с литием, а с остальными активными металлами – при нагревании, образуя нитриды: 6Li + N2 = 2Li3N 3Ca + N2 = Ca3N2 С водородом азот реагирует только при повышенной температуре, давлении и в присутствии катализатора: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Таким образом, окислительные свойства азота проявляются слабее, чем у галогенов, кислорода и серы. Восстановительные свойства азота проявляются в реакциях с сильными окислителями. Однако даже с кислородом реакция протекает при очень высоких температурах (>20000С) или в электрическом разряде: N2 + O2 ↔ 2NO С хлором, бромом и йодом азот непосредственно не взаимодействует.
|
|||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-10; просмотров: 512; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.15.219.217 (0.09 с.) |