Свойства элементов 6 группы главной подгруппы. Общая характеристика элементов VI A подгруппы

К элементам 6 -А группы относят: кислород (8 О), серу (16 S), селен (34 Se), теллур (52 Te) и полоний (84 Po). Название группы «Халькогены» дословно переводится, как «рождающие соли» от греч. «халькос» – медь и «генос» – род, происхождение. В природе халькогены действительно встречаются чаще всего в виде соединений меди (кроме кислорода) – это сульфиды, селениды меди. Сульфид меди (II) Селенид меди (I)

Ø При переходе от кислорода к полонию размер атома увеличивается, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: кислород и сера – типичные неметаллы, селен и теллур – металлоиды, обладающие неметаллическими свойствами, полоний – металл. Ø Энергия ионизации атомов в этом же ряду уменьшается Э 0 → Э+, что означает усиление восстановительных свойств (способности отдавать электрон). Ø Из-за высокой электронной плотности и сильного межэлектронного отталкивания энергия сродства к электрону для кислорода меньше, чем для всех остальных элементов 6 -А группы. Вследствие этого анион S 2 значительно устойчивее, чем аналогичные анионы селена и теллура, а анион О 2 - практически не существует в свободном виде. Ø Снижение электроотрицательности в ряду от кислорода к полонию означает уменьшение степени полярности ковалентных связей в ряду халькогенов.

Чем выше энергия связи, тем связь прочнее, а соединение устойчивее. Вследствие высокой электронной плотности и сил межэлектронного отталкивания, одинарная связь между атомами кислорода (О – О) наименее устойчива. Напротив, образование двойной связи для кислорода значительно выгоднее, т. к. энергия двойной связи значительно превышает энергию двух одинарных связей.

Формы существования соединений 6 -А группы Э Прост. в-во Н 2 Э ЭО 3 Н 2 ЭО 4 СО О О 2 Н 2 О - - -2, -1, 0, +1, +2 S S Н 2 S SО 3 Н 2 SО 4 -2, 0, +2, +4, +6 Se Se Н 2 Se Sе. О 3 Н 2 Sе. О 4 -2, 0, +2, +4, +6 Te Te Н 2 Te Te. О 3 Н 2 Te. О 4 -2, 0, +2, +4, +6 Po Po Н 2 Po Po. О 3 -2, 0, +2, +4, +6 -

Электронная конфигурация невозбужденного атома 1 s 22 p 4. В большинстве соединений проявляет степень окисления -2, но известны соединение со степенями окисления -1; 0; +1; +2; +4. Самый распространенный элемент в земной коре (58 %). Обнаружено 3 стабильных изотопа: 168 O (99, 759 %), 178 O (0, 037 %), 18 O (0, 204 %). 8 Известно более 1400 минералов, содержащих кислород.

Особенности строения атома кислорода 1) Отсутствует низкий по энергии d-подуровень; 2) Высокая электроотрицательность (место после фтора), неспособен отдавать более 2 -х электронов (все остальные элементы подгруппы проявляют высшую степень окисления +6) 3) Небольшой атомный радиус

Строение молекулы кислорода 1) 12 электронов внешнего энергетического уровня располагаются на 8 молекулярных орбиталях (МО); 2) Орбитали атомов кислорода близки по энергии, поэтому несвязывающих орбиталей не образуется; 3) 8 электронов располагаются на связывающих орбиталях и 4 электрона – на разрыхляющих, поэтому порядок связи (8 – 4)/2 = 2; 4) Наличие 2 -х неспаренных электронов на разрыхляющих π*-орбиталях придаёт молекуле кислорода парамагнитные свойства.

Физические свойства кислорода 1) Наиболее устойчива двухатомная молекула, т. к. энергия диссоциации О = О составляет 494 к. Дж/моль, тогда как связи О – О только 210 к. Дж/моль; 2) Молекулы кислорода слабо поляризованы, поэтому межмолекулярные связи между ними слабы. Тпл. = -218 °С Ткип. = -183 °С. 3) Плохо растворим в воде (5 объёмов в 100 объёмах воды при 0 °С). 4) Жидкий и твердый кислород притягиваются магнитом, т. к. молекулы его обладают парамагнитными свойствами. 5) Твёрдый кислород имеет синий цвет, а жидкий – голубой.

Известны 3 аллотропные модификации кислорода О 2, О 3 (озон) и О 4 – неустойчивый тетракислрод.

Аллотропные модификации кислорода Голубоватый газ с характерным резким запахом. Молекула озона полярна. Малорастворим в воде Тпл. = -193 °С Ткип. = -112 °С

Химические свойства кислорода 1) Сильный окислитель. 2) Непосредственно не взаимодействует только с инертными газами, галогенами, серебром, золотом и металлми группы платины (кроме осмия). Оксид золота (III) Au – желтый цвет O – красный цвет

Получение кислорода 1) Биологическое происхождение кислорода: 6 Н 2 О + 6 СО 2 hν С 6 Н 12 О 6 + 6 О 2 400 -500 °С 2) Разложение хлората калия (бертолетовой соли): KCLO 3 3 O 2 + 2 KCl 3) Разложение перманганата калия: KMn. O 4 210 -240 °С K 2 Mn. O 4 + Mn. O 2 + O 2

Соединения кислорода (-2) Молекула воды имеет тетраэдрическое (не плоское) строение. Атом кислорода находится в состоянии. sp 3 гибридизации Метод ВС не объясняет почему одна из двух неподеленных электронных пар (НЭП) более активна, чем другая

Строение молекулы воды (метод МО) v В образовании молекулы воды принимают участие две 1 s атомные орбитали (по одной от каждого атома водорода) одна 2 s орбиталь и три 2 р орбитали атома кислорода. Всего на 6 молекулярных орбиталях молекулы воды размещается 8 электронов. v Взаимодействие (перекрывание) 1 s орбиталей двух атомов водорода с 2 s и 2 px- орбиталями атома кислорода приводит к образованию 4 МО, из которых две связывающие (2 a 1, 1 b 1) и 2 разрыхляющие (4 a 1, 2 b 1). v В энергию связывающих орбиталей больший вклад вносят АО с более низкой энергией (кислорода), а в энергию разрыхляющих орбиталей – АО с более высокой энергией (водорода). v 2 pz-орбиталь кислорода и 1 s-орбиталь одного из водородов слабо перекрываются и образуют слабосвязывающую орбиталь (3 a 1). v Орбиталь 2 py атома кислорода перпендикулярна плоскости перекрывания орбиталей, не перекрывается с 1 s-орбиталями ат. Н и, поэтому, образует несвязывающую 1 b 2 -орбиталь.

Строение молекулы воды (метод МО) Всего в молекуле воды образуется 2 связывающие, 2 несвязывающие и 2 разрыхляющие МО. 8 электронов располагаются попарно на 2 -хсвязывающие и 2 -х несвязывающих орбиталях.

Строение воды (метод МО) Электроны МО 2 a 1, 1 b 1 образуют связи О – Н, а ē, расположенные на несвязывающих орбиталях (3 a 1, 1 b 2), соответствуют свободным ЭП молекулы воды. Однако МО 3 a 1 и 1 b 2 различаются по локализации и энергии. 1 b 2 локализована на атоме кислорода и имеет чисто р-характер. 3 a 1 имеет меньшую энергию и является делокализованной, т. к. образована с участием АО ат. Н и О. Локализация 1 b 2 на атоме кислорода приводит к тому, что отрицательный заряд в молекуле воды сосредоточен вблизи атома кислорода, а вблизи атома водорода – положительный. Отсюда полярность молекулы воды (μ = 1, 84 D).

Водородные связи в молекуле воды Следствия полярности молекул воды: 1) Способность к образованию межмолекулярных водородных связей; 2) Высокие температуры плавления и кипения (0 °С и 100 °С) 3) Сильное поверхностное натяжение

Температура кипения халькогенов Н 2 О Ткип. , °С H 2 S 100 -60 H 2 Sе H 2 Те -42 -2

Водородные связи в молекуле льда Кристаллы льда имеют гексагональную структуру. Каждая молекула воды связана с тремя соседними молекулами посредством водородных связей. Каждая молекула воды образует 4 водородные связи, используя обе НЭП. При плавлении одна водородная связь разрывается (при 0 °С разрывается 15 % водород. св.). При этом часть молекул попадает внутрь каркаса, это объясняет факт: при 4 °С плотность воды максимальна.

Оксиды В соответствии с природой элемента в положительной степени окисления характер оксидов в периодах и группах периодической системы закономерно изменяется. В периодах уменьшается эффективный отрицательный заряд на атомах кислорода и осуществляется постеренный переход от основных через амфотерные оксиды к кислотным.

Взаимодействие оксидов с водой В ряду кислотных оксидов, в периоде усиливаются кислотные свойства и способность взаимодействия с водой, что подтверждается снижением потенциала ∆G 0298.

Надпероксиды Присоединение одного электрона к молекуле кислорода вызывает образование надпероксид-иона О 2 -. Производные О 2 - называют надпероксидами, которые известны для наиболее активных щелочных металлов (калий, рубидий, цезий). Надпероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ: К + О 2 = КО 2. Непарный электрон иона О 2 - обусловливает парамагнетизм надпероксидов и наличие у них окраски. Надпероксиды очень сильные окислители. Они бурно реагируют с водой с выделением водорода.

Химические свойства d-элементов IV группы

Титан, цирконий и гафний представляют очень большой интерес в связи с тем, что их восстановительная активность весьма сильно зависит от температуры. При обычных температурах титан, цирконий и гафний имеют чрезвычайно низкую восстановительную активность и обладают высокой коррозионной устойчивостью в большинстве агрессивных сред. С повышением температуры восстановительная активность металлов растет и у титана при температуре его плавления является одной из самых высоких среди металлов.

Отношение к элементарным веществам. Элементарные вещества по их отношению к титану, цирконию и гафнию разделяют на четыре группы. К первой группе относят галогены и халькогены, образующие с этими металлами соединения ионного или ковалентного характера, не растворимые или ограниченно растворимые в металлах. Ко второй группе относят водород, элементарные вещества группы азота, углерода, бора и большинство металлов li-групп, взаимодействующие с этими металлами с образованием соединений интерметаллидного характера и ограниченных твердых растворов. В третью группу входят металлы - ближайшие соседи титана, циркония и гафния по периодической системе справа, образующие с ними непрерывные твердые растворы, и, наконец, в четвертую - благородные газы, щелочные, щелочноземельные и редкоземельные (кроме скандия) металлы, не взаимодействующие с титаном, цирконием и гафнием.

Со всеми галогенами титан, цирконий и гафний способны реагировать с образованием тетрагалидов, например:

Ti + 2С1 2 = TiCI 4 .

При температурах выше 300°С реакции идут энергично. Фтор и хлор с этими металлами начинают взаимодействовать уже на холоде.

На воздухе при обычной температуре титан, цирконий и гафний весьма устойчивы. Взаимодействие с кислородом с образованием диоксидов начинается только при высокой температуре: титан бурно реагирует с кислородом воздуха при 1200-1300°С, а цирконий при 600 – 700 0 С:

2Zr + О 2 = ZrO 2 .

Эти реакции сопровождаются ярким свечением. В атмосфере чистого кислорода горение происходит при 400-500 0 С. Очень бурно цирконий и титан взаимодействуют с кислородом воздуха в расплавленном состоянии.

Сера при обычной температуре не действует на металлы. При высокой температуре расплавленная и парообразная сера реагирует с металлами с образованием сульфидов, особенно энергично с расплавленным титаном и цирконием.

При обычной температуре по отношению к азоту титан, цирконий и гафний вполне устойчивы, однако при высоких температурах проявляют исключительную способность реагировать с ним. Достаточно заметить, что титан и цирконий способны гореть в атмосфере азота. Особенно бурно взаимодействуют с азотом расплавленные титан, цирконий и гафний. В результате взаимодействия металлов с азотом образуются нитриды 2Ti + N 2 = 2TiN, которые с металлами дают ряд твердых растворов.

Титан, цирконий и гафний обладают интересным свойством поглощать значительные количества водорода. Так, каждый грамм-атом титана и циркония может поглотить почти 2 грамм-атома водорода. С повышением температуры растворимость водорода в металлах уменьшается.

С углеродом титан, цирконий и гафний реагируют с образованием карбидов.

Отношение к воде . Вода при обычной температуре не действует на титан, цирконий и гафний. Кипящая вода взаимодействует с порошкообразными металлами с выделением водорода:

Me + 4H 2 О = Me(OH) 4 + 2Н 2 .

При этом на поверхности компактной массы металлов образуется гидроксидная пленка, предотвращающая действие воды на остальную массу металла. При 600-800°С водяные пары разлагаются металлами с выделением водорода и образованием диоксидов:

Me + 2Н 2 О = МеО 2 + 2Н 2 .

Характеристика d-элементов VI группы

Побочная подгруппа VI группы представлена следующими элементами: Сr, Mo и W. Все они являются d-элементами, так как у них застраивается электронами d-подуровень предвнешнего уровня. Валентными электронами этих элементов являются электроны внешнего S-подуровня и предвнешнего d-подуровня ‑ всего 6 электронов.

Электронная конфигурация внешнего уровня и предвнешнего d-подуровня: Сr – 3d 5 4S 1 ; Мо – 4d 5 5S 1 ; W – 5d 4 6S 2 .

d–элементы 6 группы занимают 4 место в своей декаде d–элементов, поэтому d–подуровень должен содержать 4 электрона, а на внешнем уровне должны находиться два s–электрона, как это и наблюдается для вольфрама. Для хрома и молибдена имеет место «проскок» одного s–электрона с внешнего уровня на предвнешний d–подуровень, в результате чего каждая d-орбиталь будет занята одним электроном, что соответствует наиболее устойчивому состоянию атома.

│││││ │ (n –1)d → ││││││ (n – 1)d

nS│↓│ nS ││

Параметры атомов d-элементов VI группы представлены в таблице 11.1.

Таблица 11.1 – Основные параметры атомов элементов VI группы

	Радиус атома r а, нм	Радиус иона r Э 6+ , нм	Е Э о → Э + , эВ	Ar
Сr	0,127	0,035	6,76
Mo	0,137	0,065	7,10
W	0,140	0,065	7,98

Анализируя эти данные, можно сказать, что наблюдается общая для всех d-элементов закономерность: радиусы атомов сверху вниз в подгруппе увеличиваются, но незначительно. Поскольку масса атомов в том же ряду сильно возрастает, то это приводит к уплотнению электронных оболочек у молибдена и особенно у вольфрама. Вырвать электрон из такой уплотненной структуры труднее, поэтому энергия ионизации при переходе от хрома к вольфраму возрастает, вследствие чего химическая активность элементов сверху вниз в подгруппе уменьшается. Ввиду того, что молибден и вольфрам имеют примерно одинаковый атомный и ионный радиусы, по свойствам они ближе друг к другу, чем к хрому.

В соединениях хром и его аналоги проявляют степени окисления (С.О.) 0, +1, +2, +3, +4, +5 и +6. Максимальная С.О. соответствует числу валентных электронов. Характерные С.О. хрома +3 и в меньшей мере +6 и +2. У молибдена и вольфрама, как и у других 4d- и 5d-элементов, наиболее характерна высшая С.О., то есть +6. Таким образом, для элементов подгруппы Cr наблюдается общая для d-элементов закономерность: повышение в группе сверху вниз устойчивой С.О. Поэтому окислительная способность соединений, где элементы проявляют высшую С.О., равную +6, сверху вниз в подгруппе уменьшается, так как устойчивость соединений в этом ряду увеличивается. Например, в ряду кислот:

Н 2 СrO 4 ↓ устойчивость Cr +6 окислительная способность

Н 2 МоО 4 увеличивается Мо +6 ↓ уменьшается

Н 2 WО 4 ↓ уменьшает W +6 ↓ уменьшает

Для Cr, Mo, W наиболее типичны координационные числа 6 и 4. Известны также производные, в которых к.ч. Мо и W достигает 8.

Примеры: - ; 3+ ; 3- ; 2- ; 2-

При этом в образовании связей могут участвовать d-орбитали предвнешнего уровня, а также s- и р-орбитали внешнего уровня.

Характер связи элементов подгруппы Сr в соединениях определяется во многом С.О. элемента. Для Cr, Mo, W при низких С.О. (+1, +2) характерны ионные связи, а при высоких С.О. – ковалентные связи. В соответствии с этим Сr +2 О – основной оксид, Сr 2 +3 О 3 – амфотерный, а Сr +6 О 3 – кислотный. Аналогично Сr(OH) 2 – основание, Сr(OH) 3 – амфотерный гидроксид, Н 2 СrО 4 – кислота.

Содержание хрома в земной коре составляет 0,02% (масс), молибдена – 10 -3 % (масс), вольфрама – 7 ∙ 10 -3 % (масс). Основной рудой хрома является хромистый железняк Fe(CrO 2) 2 (хромит). Молибден встречается в виде минерала молибденита МоS 2 (молибденовый блеск), а также молибдатов: РвМоО 4 (вульфенит) и МgMoO 4 . Важнейшие вольфрамовые руды – вольфрамит (смесь FeWO 4 и МnWO 4), шеелит

СаWO 4 и стольцит РвWO 4 .

Для получения чистого хрома сначала получают оксид Cr 2 O 3 , который затем восстанавливают алюмотермическим способом:

Cr 2 O 3 + 2Al Al 2 O 3 + 2Cr.

Для целей металлургии хром получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромистый железняк восстанавливают углем в электрической печи:

Fe(CrO 2) 2 + 4C Fe + 2Cr + 4CO.

Молибден и вольфрам получают, переводя перечисленные выше минералы в оксиды, из которых металл восстанавливают водородом при высоких температурах:

2МоS 2 + 7O 2 2MoO 3 + 4SO 2 ;

MoO 3 + 3H 2 Mo + 3H 2 O.

В виде простых веществ хром, молибден и вольфрам – серовато-белые блестящие металлы. Все они тугоплавки, а вольфрам является самым тугоплавким из металлов (Т пл. = 3380 о С).

Электропроводность металлов при переходе от хрома к вольфраму в целом увеличивается и составляет для молибдена и вольфрама приблизительно 30% электропроводности серебра. На свойства металлов в большой степени влияют примеси. Так, технический хром – один из самых твердых металлов, в то время как чистый хром пластичен.

Как и тантал, ниобий совершенно не вызывает раздражения тканей человеческого тела, срастается с ними и остается инертным даже после длительного воздействия жидкой среды организма. Высокая коррозионная стойкость ниобия позволила использовать его в медицине. Ниобиевые нити не вызывают раздражения живой ткани и хорошо сращиваются с ней. Восстановительная хирургия успешно использует такие нити для сшивания порванных сухожилий, кровеносных сосудов и даже нервов.

Соединения ниобия ядовиты. Предельно допустимая концентрация ниобия в воде 0,01 мг/л.

Титан в медицине.

Конструкторов медицинской техники, медицинского инструментария и врачей разных профессий в новом конструкционном металле привлекают прежде всего биологическая инертность по отношению к организму живого существа в сочетании с высокими механическими свойствами, антикоррозионной стойкостью, а также дешевизна и доступность. Эти качества титана, усиленные специфическими свойствами, и обеспечили очень большой интерес к нему и интенсивное проведение конструкторских работ и клинических испытаний самых различных изделий. Известно, что по коррозионной стойкости во многих медицинских агрессивных средах титан не уступает платине; он стоек в растворах кислот и щелочей. Скорость коррозии титана в морской воде (по своему химическому составу очень похожей на лимфу) - 0,00002 мм/год или 0,02 мм в 1000 лет. Титан и его сплавы устойчивы и перекиси водорода, бензине, феноле, формальдегиде. После многократной стерилизации кипячением и обработки в автоклаве, многомесячной выдержки в 3%-ном растворе хлорамина, 96-градусиом этиловом спирте, растворе сулемы, трихлорэтилене следов коррозии на титановых сплавах не обнаружено. Точечная коррозия наблюдается у титановых сплавов лишь после пребывания в течение нескольких суток в 10%-ной спиртовой настойке йода.

Титан и его сплавы обладают высокой усталостной прочностью при знакопеременных нагрузках, что очень важно при изготовлении внутрикостных фиксаторов, наружных и внутренних протезов, которые постоянно подвергаются переменным нагрузкам.

Титан - пластичный металл; он хорошо поддается механической обработке: резанию, сверлению, фрезерованию, шлифованию. Изготавливать из него различные конструкции не труднее, чем из нержавеющей стали. Титан - немагнитный материал с низкой электропроводностью, что особенно ценно, так как благодаря этому можно использовать физиотерапию для лечения больных, в организме которых находятся титановые конструкции. Все это делает титан весьма перспективным для широкого применения в медицине.

Но самым важным результатом многолетних и тщательных исследований оказалось то, что титан является инертным металлом по отношению к биологической среде. Конструкции из титановых сплавов хорошо переносится человеческим организмом, обрастает костной и мышечной тканью. Металл практически не корродирует в агрессивных средах человеческого тела, а структура тканей, окружающих титановые конструкции, не изменяется на протяжении длительного времени. Своей химической индифферентностью титан превосходит не только все нержавеющие стали, но и нашедший в последнее время широкое применение «виталлиум» - сплав на кобальтовой основе. Ценно, что технически чистый титан содержит гораздо меньше примесей, чем другие используемые в медицине сплавы.

Лекция 2

ТЕМА : ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ VI B

Вопросы, изучаемые на лекции:

Общая характеристика d элементов VI группы.
Нахождение в природе и получение хрома, молибдена и вольфрама.
Физические свойства металлов.
Химические свойства хрома, молибдена и вольфрама.
Важнейшие соединения элементов подгруппы хрома: а) соединения

Э (П); б) соединения Э (Ш); в) соединения Э (VI ).

Пероксид хрома.

Побочная подгруппа VI группы представлена следующими элементами: С r , Mo и W . Все они являются d -элементами, так как у них застраивается электронами d -подуровень предвнешнего уровня. Валентными электронами этих элементов являются электроны внешнего S -подуровня и предвнешнего d -подуровня - всего 6 электронов.

Электронная конфигурация внешнего уровня и предвнешнего d -подуровня: С r 3 d 5 4 S 1 ; Мо 4 d 5 5 S 1 ; W 5 d 4 6 S 2 .

d элементы 6 группы занимают 4 место в своей декаде d элементов, поэтому d подуровень должен содержать 4 электрона, а на внешнем уровне должны находиться два s электрона, как это и наблюдается для вольфрама. Для хрома и молибдена имеет место «проскок» одного s электрона с внешнего уровня на предвнешний d подуровень, в результате чего каждая d орбиталь будет занята одним электроном, что соответствует наиболее устойчивому состоянию атома.

│││││ │ (n 1) d → ││││││ (n 1) d

nS │↓│ nS ││

Таблица 3

Основные параметры атомов элементов VI В группы

	Радиус атома r а , нм	Радиус иона r Э 6+ , нм	Е Э о → Э + , эВ	Ar	химическая активность
С r	0,127	0,035	6,76		│умень- │шается
	0,137	0,065	7,10
	0,140	0,065	7,98

Анализируя эти данные, можно сказать, что наблюдается общая для всех d -элементов закономерность: радиусы атомов сверху вниз в подгруппе увеличиваются, но незначительно. Поскольку масса атомов в том же ряду сильно возрастает, то это приводит к уплотнению электронных оболочек у молибдена и особенно у вольфрама. Вырвать электрон из такой уплотненной структуры труднее, поэтому энергия ионизации при переходе от хрома к вольфраму возрастает, вследствие чего химическая активность элементов сверху вниз в подгруппе уменьшается. Ввиду того, что молибден и вольфрам имеют примерно одинаковый атомный и ионный радиусы, по свойствам они ближе друг к другу, чем к хрому.

В соединениях хром и его аналоги проявляют степени окисления (С.О.) 0, +1, +2, +3, +4, +5 и +6. Максимальная С.О. соответствует числу валентных электронов. Характерные С.О. хрома +3 и в меньшей мере +6 и +2. У молибдена и вольфрама, как и у других 4 d - и 5 d - элементов, наиболее характерна высшая С.О., то есть +6. Таким образом, для элементов подгруппы Cr наблюдается общая для d элементов закономерность: повышение в группе сверху вниз устойчивой С.О. Поэтому окислительная способность соединений, где элементы проявляют высшую С.О., равную +6, сверху вниз в подгруппе уменьшается, так как устойчивость соединений в этом ряду увеличивается. Например, в ряду кислот:

Н 2 С rO 4 │ устойчивость Cr +6 │ окислительная способность

Н 2 МоО 4 │увеличивается Мо +6 │ уменьшается

Н 2 W О 4 │ W +6 │

↓ ↓

Для Cr , Mo , W наиболее типичны координационные числа 6 и 4. Известны также производные, в которых к.ч. Мо и W достигает 8.

Примеры: [ Cr (OH ) 4 ] - [ Cr (H 2 O ) 6 ] 3+

3- 2-

При этом в образовании связей могут участвовать d -орбитали предвнешнего уровня, а также S - и р-орбитали внешнего уровня.

Характер связи элементов подгруппы С r в соединениях определяется во многом С.О. элемента. Для Cr , Mo , W при низких С.О. (+1, +2) характерны ионные связи, а при высоких С.О. ковалентные связи. В соответствии с этим С r +2 О основной оксид, С r 2 +3 О 3 амфотерный, а С r +6 О 3 кислотный. Аналогично С r (OH ) 2 основание, С r (OH ) 3 амфотерный гидроксид, Н 2 С r О 4 кислота.

Нахождение в природе и получение хрома, молибдена и вольфрама

Содержание хрома в земной коре составляет 0,02% (масс), молибдена 10 -3 % (масс), вольфрам 7 ∙ 10 -3 % (масс). Основной рудой хрома является хромистый железняк Fe (CrO 2 ) 2 (хромит). Молибден встречается в виде минерала молибденита Мо S 2 (молибденовый блеск), а также молибдатов: РвМоО 4 (вульфенит) и М gMoO 4 . Важнейшие вольфрамовые руды вольфрамит (смесь FeWO 4 и М nWO 4 ), шеелит Са WO 4 и стольцит Рв WO 4 .

Cr 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Cr.

Для целей металлургии хром получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромистый железняк восстанавливают углем в электрической печи.

Fe(CrO 2 ) 2 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO.

2 Мо S 2 + 7O 2 → 2MoO 3 + 4SO 2

MoO 3 + 3H 2 → Mo + 3H 2 O.

Физические свойства металлов

В виде простых веществ хром, молибден и вольфрам серовато-белые блестящие металлы. Все они тугоплавки, а вольфрам является самым тугоплавким из металлов (Т пл. = 3380 о С).

Электропроводность металлов при переходе от хрома к вольфраму в целом увеличивается и составляет для молибдена и вольфрама приблизительно 30% электропроводности серебра. На свойства металлов в большой степени влияют примеси. Так, технический хром один из самых твердых металлов, в то время как чистый хром пластичен.

Химические свойства хрома, молибдена и вольфрама

Химическая активность в ряду Cr Mo W заметно понижается. При обычных условиях все три металла заметно взаимодействуют лишь со фтором:

Ме + 3F 2 → MeF 6 (CrF 3 ).

В обычных условиях эти металлы устойчивы к кислороду воздуха и воде.

В ряду стандартных электродных потенциалов металлов хром стоит до водорода между цинком и железом, молибден также до водорода, но недалеко от него, а вольфрам находится после водорода. Поэтому хром вытесняет водород из разбавленных НС l и Н 2 SO 4 .

С r + 2 HCl → CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 → CrSO 4 + H 2

В концентрированных H 2 SO 4 и Н NO 3 на холоду хром пассивируется. При нагревании хром медленно растворяется в этих кислотах

2Cr + 6H 2 SO 4 конц . → Сr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Соляная кислота и разбавленная Н 2 SO 4 на Мо и W не действуют. Молибден растворяется лишь в горячей конц. Н 2 SO 4 . Вольфрам растворяется только в горячей смеси плавиковой и азотной кислот

Э о + 2Н N +5 O 3 + 8 HF → H 2 [Э +6 F 8 ] + 2 N +2 O + 4 H 2 O , где Э = Мо, W .

При высокой температуре, особенно в мелкораздробленном состоянии, С r , Mo , W довольно легко окисляются многими неметаллами:

│ O 2 → Cr 2 O 3

│ t o

│ S → CrS

│ t o

Сr + │ Cl 2 → CrCl 3

│ t o

│ N 2 → c плавы

│ t o

│ C → c плавы

При этом в случае хрома образуются чаще всего соединения с наиболее устойчивой С.О. хрома (+3). При взаимодействии Мо и W с неметаллами, как правило, образуются соединения, в которых С.О. элемента равна +6.

Общим для элементов подгруппы хрома является отсутствие взаимодействия с водородом.

Важнейшие соединения элементов подгруппы хрома

I .Соединения Э (П), то есть С.О. = +2.

1.Черный оксид хрома (П) С rO получить очень трудно. Он образуется при окислении амальгамы хрома (то есть оксидной пленки нет) воздухом при обычных условиях: С r + ½ O 2 → CrO .

При нагревании окисление продолжается до С r 2 O 3 .

CrO неустойчивое соединение основного характера:

С rO + 2HCl → CrCl 2 + H 2 O.

2.Гидроксид хрома (П) С r (OH ) 2 нерастворимое в воде желтое вещество, которое получают подщелачиванием растворов солей хрома (П):

С rCl 2 + 2NaOH → Cr(OH) 2 ↓ + 2NaCl.

Гидроксид хрома (П) имеет основной характер, то есть взаимодействует только с кислотами и не растворяется в растворах щелочей:

С r (OH ) 2 + 2 HCl ↔ CrCl 2 + 2 H 2 O .

С r (OH ) 2 является слабым основанием.

С r (П) образует ряд комплексов. Для хрома в С.О. +2 характерно координационное число 6. Например, в водных растворах ион С r 2+ гидратируется, образуя аквакомплексы синего цвета [ Cr (H 2 O ) 6 ] 2+ . Галогениды хрома (П) поглощают газообразный аммиак, образуя аммиакаты:

Cr Cl 2 + 6NH 3 → Cl 2 .

П. Соединения Э (Ш), то есть С.О. = +3

У хрома С.О. +3 в соединениях является наиболее устойчивой.

Оксид хрома (Ш) С r 2 O 3 получают:

а) при накаливании порошка металлического хрома на воздухе:

4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3

б) прокаливанием оксида хрома (VI ) или бихромата аммония:

t o t o

4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2 (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O;

в) при нагревании гидроксида хрома (Ш):

2 С r(OH) 3 → Cr 2 O 3 + 3H 2 O.

Аморфный оксид Cr 2 O 3 темно-зеленый порошок. Кристаллическая модификация Cr 2 O 3 черный порошок. Он отличается высокой тугоплавкостью, химически инертен. В воде, кислотах и растворах щелочей не растворяется . Однако, при сплавлении оксида Cr (Ш) со щелочами и основными оксидами образуются соли метахромистой кислоты:

t o t o

Cr 2 О 3 + 2КОН → 2К Cr О 2 + Н 2 О; Cr 2 О 3 + СаО → Са (Cr О 2 ) 2 .

При сплавлении Cr 2 О 3 с дисульфатом калия образуется сульфат хрома (Ш).

3К 2 S 2 O 7 = 3K 2 SO 4 + 3SO 3 ;

Cr 2 О 3 + 3SO 3 = Cr 2 (SO 4 ) 3

─────────────────────────

Cr 2 О 3 + 3K 2 S 2 O 7 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 SO 4 .

Эти реакции показывают амфотерный характер Cr 2 О 3 .

Гидроксид хрома (Ш) Cr (ОН) 3 осаждают из растворов солей хрома (Ш) щелочами в виде объемистого студенистого серовато-зеленоватого осадка, нерастворимого в воде.

С r +3 + 3 OH - → Cr (OH ) 3 ↓;

CrCl 3 + 3NaOH → Cr(OH) 3 ↓ + 3NaCl.

Гидроксид хрома Cr (OH ) 3 имеет амфотерный характер и свежеполученный гидроксид хрома (Ш) легко растворяется в кислотах и в растворах щелочей.

Cr (OH ) 3 + 3НС l ↔ CrCl 3 + 3 H 2 O

Cr(OH) 3 + NaOH ↔ Na .

Основные и особенно кислотные свойства гидроксида хрома (Ш) выражены слабо. Поэтому соли Cr +3 подвергаются в растворах значительному гидролизу, а растворимые хромиты при отсутствии избытка щелочи гидролизованы практически нацело.

Cr 3+ + HOH ↔ Cr(OH) 2+ + H + ;

3- + HOH ↔ 2- + OH - .

Квасцы. Cr (Ш), как и А l (Ш), образует с активными металлами и NH 4 + двойные соли квасцы. Пример : КС r (SO 4 ) 2 ∙12 H 2 O и (NH 4 )Cr (SO 4 ) 2 ∙12 H 2 O. Они образуются при взаимодействии растворов М 2 +1 SO 4 и Cr 2 (SO 4 ) 3 . В растворе эти соли диссоциируют:

К Cr(SO 4 ) 2 ↔ К + + Cr 3+ + 2 SO 4 2- .

Cr 3+ + Н 2 О ↔ Cr (OH ) 2+ + Н + - кислая среда.

Cr (Ш) как и Cr (П) - активный комплексообразователь . Координационное число Cr (Ш) равно 6 и 4.

Примеры: аквакомплекс [ Cr (H 2 O ) 6 ] 3+ - сине-фиолетовый цвет;

гидроксокомплекс [ Cr (OH ) 6 ] 3- - изумрудно-зеленый цвет;

аминокомплекс [ Cr (NH 3 ) 6 ] 3+ - фиолетовый цвет.

Ш. Соединения Э (VI ), то есть С.О. = +6

Соединения, в которых С.О. элемента равна +6, наиболее характерна для Мо, W и в меньшей степени для Cr .

оксиды ЭО 3 (Cr О 3 , МоО 3 и W О 3 ).

МоО 3 и W О 3 образуются при накаливании металлов на воздухе:

t o

2Э + 3О 2 → 2ЭО 3.

Cr О 3 может быть получен лишь косвенным путем, так как при нагревании Cr в воздухе образуется Cr 2 О 3 .

Cr О 3 осаждается при добавлении избытка концентрированной H 2 SO 4 к насыщенному раствору хромата:

К 2 Cr О 4 + H 2 SO 4 конц. = Cr О 3 ↓ + К 2 SO 4 + Н 2 О

МоО 3 бесцветные кристаллы;

W О 3 светло-желтые кристаллы;

Cr О 3 темно-красные кристаллы.

МоО 3 и W О 3 устойчивы и при нагревании в газовую фазу переходят без разложения. При нагревании Cr О 3 легко разлагается, выделяя О 2 .

t o

4 Cr О 3 → 2 Cr 2 О 3 + 3О 2 .

Cr О 3 легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту

Cr О 3 + Н 2 О → Н 2 Cr О 4 .

МоО 3 и W О 3 в воде не растворяются. Кислотная природа этих оксидов проявляется при растворении в растворах щелочей:

ЭО 3 + 2КОН → К 2 ЭО 4 + Н 2 О.

При этом образуются соли соответственно хромовой, молибденовой и вольфрамовой кислот.

Гидроксиды Э (VI ) - H 2 ЭО 4

Н 2 Cr О 4 , Н 2 МоО 4 , Н 2 W О 4 .

Хромовую кислоту получают, растворяя Cr О 3 в Н 2 О. Молибденовую и вольфрамовую кислоты получают косвенным путем - подкислением растворов их солей:

(NH 4 ) 2 M о O 4 + 2HNO 3 → H 2 M о O 4 ↓ + 2NH 4 NO 3 .

Сила кислот в ряду Н 2 С rO 4 Н 2 МоО 4 - Н 2 WO 4 убывает.

Хромовая кислота Н 2 С rO 4 кислота средней силы (К 1 = 2∙10 -1 , К 2 =3∙10 -7 ), в свободном состоянии не выделена.

H 2 MoO 4 выделена в свободном виде. Это - белый порошок, почти не растворим в воде. Константы первой ступени кислотной и основной диссоциации H 2 MoO 4 имеют порядок соответственно 10 -2 и 10 -13 .

3.Соли.

Большинство солей кислот Н 2 ЭО 4 малорастворимы в Н 2 О. Хорошо растворяются лишь соли Na + и К + . Хроматы окрашены в желтый цвет иона С rO 4 2- , молибдаты и вольфраматы - бесцветны. Все соли хромовых кислот ядовиты.

При подкислении раствора хромата образуется гидрохромат, который очень неустойчив и, выделяя воду, превращается в бихромат:

2 С rO 4 2- + 2Н + ↔ 2Н С rO 4 - ↔ С r 2 О 7 2- + Н 2 О.

При этом желтая окраска раствора сменяется на оранжевую, характерную для иона С r 2 О 7 2- . Это равновесие очень подвижно. Его можно сместить изменением рН среды: прибавление к раствору кислот (ионов Н + ) смещает равновесие в сторону образования дихромата, а прибавление щелочи - влево (за счет связывания ионов Н + ). Таким образом, в присутствии избытка ионов ОН - в растворе практически существуют только ионы С rO 4 2- , а при избытке ионов водорода - ионы С r 2 О 7 2- .

2К 2 С rO 4 + H 2 SO 4 → К 2 С r 2 О 7 + К 2 SO 4 + Н 2 О;

К 2 С r 2 О 7 + 2КОН → 2К 2 С rO 4 + Н 2 О.

Двухромовая кислота Н 2 С r 2 О 7 значительно сильнее хромовой, К 2 = 2∙10 -2 . В свободном виде также не выделена.

Соединения Cr (VI ) - сильные окислители , переходят в окислительно-восстановительных реакциях в производные С r (III ). Наиболее сильно окислительные свойства Cr (VI ) выражены в кислой среде.

К 2 С r 2 О 7 + 6КJ + 7 H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3J 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O.

При этом оранжевый цвет раствора бихромата калия сменяется на зеленый или зеленовато-фиолетовый цвет растворов Cr 3+ .

В противоположность хрому, окислительные свойства производных Мо(VI ) и W (VI ) даже в кислой среде проявляются лишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями, например с водородом в момент выделения.

Пероксид хрома

При обработке кислого раствора хромата или дихромата пероксидом водорода образуется пероксид хрома С rO (O 2 ) 2 или С rO 5 .

С r 2 О 7 2- + 4Н 2 О 2 + 2Н + = 2 CrO (O 2 ) 2 + 5 H 2 O .

CrO (O 2 ) 2 голубого цвета, в водном растворе нестоек и распадается на кислород и аквакомплексы [ Cr (H 2 O ) 6 ] 3+ .

Пероксид хрома устойчив в эфире и образует пероксо-комплекс

CrO (O 2 ) 2 ∙ L , где L эфир, пиридин и др. Эти комплексы имеют форму пентагональной пирамиды с атомом кислорода в вершине:

Пероксид хрома в своем составе содержит две пероксидные группы (-О-О-), за счет которых проявляет окислительные свойства.

§8 Элементы VI А группы.

Кислород, сера, селен, теллур, полоний.

Элементы

Валентная электронная конфигурация
Атомный радиус,нм
Ионный радиус,нм
Потенциал ионизации,еВ

Температура пл. 0 С
Температура кип. 0 С
Плотность,г/м 3

Общие сведения элементов VI А группы:

Элементы VI А группы (кроме полония) называются халькогенидами. На внешнем электронном уровня этих элементов находятся шесть валентных электронов (ns 2 np 4),поэтому они в нормальном состоянии проявляют валентность 2, а в возбужденном -4 или 6 (кроме кислорода). Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием d-подуровня во внешнем электронном слое, что обуславливает большие энергетические затраты на «распаривание» его электронов, некомпенсируемые энергией образования новых ковалентных связей. Поэтому ковалентность кислорода равна двум. Однако в некоторых случаях атом кислорода, обладающий неподеленными электронными парами, может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму.

Электроотрицательность этих элементов постепенно уменьшается в порядке О-S-Se-Те-Ро. Cтепень окисления от -2,+2,+4,+6 . Увеличивается радиус атома, что ослабляет неметаллические свойства элементов.

Элементы этой подгруппы образуют с водородом соединения вида H 2 R (H 2 О,H 2 S,H 2 Se,H 2 Те,H 2 Ро).Эти соединения растворяясь в воде, образуют кислоты. Кислотные свойства увеличиваются в направлении H 2 О→H 2 S→H 2 Se→H 2 Те→H 2 Ро. S,Se и Те образуют с кислородом соединения типа RO 2 и RO 3. Из этих оксидов образуются кислоты типа H 2 RO 3 и H 2 RO 4. С увеличением порядкового номера,силы кислот уменьшаются. Все они имеют окислительные свойства. Кислоты типа H 2 RO 3 проявляют и восстановительные свойства.

Кислород

Природные соединения и получения: Кислород - самый распространенный элемент земной коры. В свободном состоянии он находится в атмосферном воздухе (21%); в связанном виде входит в состав воды (88,9%), минералов, горных пород и всех веществ, из которых построены организмы растений и животных. Атмосферный воздух представляет собой смесь многих газов, основную часть которой составляют азот и кислород, и небольшое количество благородные газы, углекислый газ и водяные пары. Углекислый газ образуется в природе при горении дерева, угля и других видов топлива, дыхании животных, гниении. В некоторых местах земного шара CO 2 выделяется в воздух вследствие вулканической деятельности, а также из подземных источников.

Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 8 16 О(99,75%), 8 17 О(0,04), 8 18 О(0,20). Искусственным путем были также получены изотопы 8 14 О, 8 15 О, 8 19 О.

Кислород был получен впервые в чистом виде К.В.Шееле в 1772 г., а затем в 1774 г. Д.Ю.Пристли, который выделил его из HgO. Однако Пристли не знал, что полученный им газ входит в состав воздуха. Только спустя несколько лет Лавуазье,подробно изучивший свойства этого газа, установил, что он является основной частью воздуха.

В лаборатории кислород получается следующими методами:

Э лектролизом воды. Чтобы увеличить электропроводность воды в нее добавляют раствор щелочи (обычно 30%-ый KOH) или сульфаты щелочных металлов:

В общем виде: 2H 2 О →2H 2 +О 2

На катоде: 4H 2 О+4e¯→ 2H 2 +4OH¯

На аноде: 4OH−4е→2H 2 О+О 2

- Разложением кислородосодержащих соединений:

Термическое разложение Бертолетовой соли под действием катализатора MnO 2.

KClO 3 →2KCl+3О 2

Термическое разложение перманганата калия

KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +О 2.

Термическое разложение нитратов щелочных металлов:

2KNO 3 →2KNO 2 +О 2.

Разложением пероксидов:

2H 2 О 2 →2H 2 О+О 2.

2ВаО 2 →2ВаО+О 2.

Термическим разложением оксида ртути (II):

2HgO→2HgO+О 2.

Взаимодействием пероксидов щелочных металлов с оксидом углерода (IV):

2Na 2 О 2 +2CO 2 →2Na 2 CO 3 +О 2.

Термическим разложением хлорной извести в присутствии катализатора - солей кобальта:

2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 +О 2.

Окислением пероксида водорода перманганатом калия в кислой среде:

2KMnO 4 +H 2 SO 4 +5H 2 О 2 →K 2 SO 4 +2Mn SO 4 +8H 2 О+5О 2.

В промышленности: В настоящее время в промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При слабом нагревании жидкого воздуха из него сначала отделяется азот (t кип (N 2)=-196ºC), затем выделяется кислород (t кип (О 2)=-183ºС).

Кислород полученный этим способом содержит примеси азота. Поэтому для получения чистого кислорода полученную смесь заново дистиллируют и в конечном итоге получается 99,5% кислород. Кроме того некоторое количество кислорода получают электролизом воды. Электролитом служит 30% раствор KOH.

Кислород обычно хранят в баллонах синего цвета под давлением 15МПа.

Физико-химические свойства: Кислород - газ без цвета, запаха, вкуса, немного тяжелее воздуха, слабо растворяется в воде. Кислород при давлении 0,1 МПа и температуре -183ºС переходит в жидкое состояние, при -219ºС замерзает. В жидком и твердом состоянии притягивается магнитом.

Согласно методу валентных связей строение молекулы кислорода, представленное схемой -:Ö::Ö:, не объясняет большую прочность молекулы, имеющей паромагнитные свойства, то есть неспаренные электроны в нормальном состоянии.

В результате связи электронов двух атомов образуется одна общая электронная пара, после этого неспаренный электрон в каждом атоме образует взаимную связь с неразделенной парой другого атома и между ними образуется трех электронная связь. В возбужденном состоянии молекула кислорода проявляет диамагнитные свойства, которым соответствует строение по схеме:Ö=Ö:,

Для заполнения электронного уровня в атоме кислорода не хватает двух электронов. Поэтому кислород в химических реакциях может легко присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2. Кислород только в соединениях с более электроотрицательным элементом фтором проявляет степень окисления +1 и +2: О 2 F 2 ,ОF 2.

Кислород - сильный окислитель. Он не взаимодействует только с тяжелыми инертными газами (Kr,Xe,He,Rn), с золотом и платиной. Оксиды этих элементов образуются другими путями. Кислород входит в реакции горения, окисления как с простыми веществами так и со сложными. При взаимодействии неметаллов с кислородом образуются кислотные или соленеобразующие оксиды, а при взаимодействии металлов образуются амфотерные или смешанные оксиды Так, с фосфором кислород реагирует при температуре ~ 60 °С,

4P+5О 2 → 2Р 2 О 5

С металлами- оксиды соответствующих металлов

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

при нагревании щелочных металлов в сухом воздухе только литии образует оксид Li 2 O, а остальные-пероксиды и супероксиды:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2

С водородом кислород взаимодействует при 300 °С:

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О.

При взаимодействии с фтором он проявляет восстановительные свойства:

O 2 + F 2 = F 2 O 2 (в электрическом разряде),

с серой - при температуре около 250 °С:

S + О 2 = SO 2 .

С графитом кислород реагирует при 700 °С

С + О 2 = СО 2 .

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200°С или в электрическом разряде:

N 2 + О 2 2NО - Q.

Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например, с оксидом азота (II) он реагирует уже при комнатной температуре:

2NО + О 2 = 2NО 2 .

При окислении сероводорода, при нагревании, образуется сера, или оксид серы (IV) в зависимости от соотношения между кислорода и сероводорода:

2Н 2 S + О 2 = 2S + 2Н 2 О

2Н 2 S + ЗО 2 = 2SО 2 + 2Н 2 О

В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется тепло и свет - такие процессы называются горением.

Озон

Озон-O 3 -вторая аллотропная модификация элемента кислорода. Молекула O 3 имеет угловое строение (угол между связями 116º, длинна связи О=О, l=0,1278нм) При н.у. это газ синего цвета. Жидкий озон- темно-синего цвета. Он ядовит и взрывчат особенно в жидком и твердом состоянии). Озон образуется в атмосфере при грозовых разрядах, и имеет специфический запах свежести.

Обычно озон получают в озонаторах пропусканием тихого электрического разряда через кислород (реакция эндотермическая и сильно обратима; выход озона составляет 5%):

3О 2 2О 3 ΔН=-285 кДж. В лабораторных условиях озон получают при подкислении азотной кислотой персульфата

(NH 4) 2 S 2 O 8 →H 2 S 2 O 8 +2NH 4 +

H 2 S 2 O 8 →2SO 2 +O 3 +H 2 O

O 3 образуется с небольшим выходом в результате реакции:

3F 2 +H 2 O(г)→6HF+O 3

O 3 -сильнейший окислитель, окисляет все металлы,(кроме золота и платиновых металлов) и большинство неметаллов. Он переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды металлов- в их сульфаты. В реакциях с участием О 3 обычно образуется О 2 , например:

2Ag+O 3 →Ag 2 O+O 2

PbS+4O 3 →PbSO 4 +4O 2

NH 2 +3O 3 →HNO 2 +H 2 O

Pb(OH) 2 +O 3 →PbO 2 +H 2 O+O 2

При воздействии O 3 на щелочные металлы можно получить озониды- неустойчивые соединения, которые разлагаются:

2KO 3 →2KO 2 +O 2

Как сильный окислитель,озон убивает бактерии и потому применяется для дезинфекции воздуха. Устойчивый слой озона находится в атмосфере на высоте~22км. Этот озоновый слой защищает Землю от губительного для жизни чистого ультрафиолетового излучения.

При взаимодействии озона с раствором иодида калия выделяется йод, тогда как с кислородом эта реакция не идет:

2КI + О 3 + Н 2 О = I 2 + 2КОН + О 2 .

Реакция часто используется как качественная для обнаружения ионов I - или озона. Для этого в раствор добавляют крахмал, который дает характерный синий комплекс с выделившимся йодом, причем качественная еще и потому, что озон не окисляет ионы Сl - и Br - .

Вода

Физические и химические свойства воды: Чистая вода представляет собой есцветную, без вкуса, запаха, прозрачную жидкость. Плотность воды при переходе ее из твердого состояния в жидкое не уменьшается, как почти у всех других веществ, а возрастает.

Вода-вещество привычное и необычное. Нет на земле вещества, более важного для нас, чем обыкновенная вода, и в то же время не существует другого вещества, в свойствах которого было бы столько противоречий и аномалий, сколько в ее свойствах.

Почти ¾ поверхности нашей планеты занято океанами и морями. Твердой водой- снегом и льдом- покрыто 20% суши. От воды зависит климат планеты. Геофизики утверждают, что Земля давно бы остыла и превратилась в безжизненный кусок камня, если бы не вода. У нее очень большая теплоемкость. Нагреваясь, она поглощает тепло, остывая, отдает его. Земная вода и поглощает и возвращает очень много тепла, тем самым выравнивает климат. От космического холода предохраняют Землю те молекулы, которые рассеяны в атмосфере- в облаках и в виде паров.

Вода по физическим свойствам существенно отличается от других растворителей: При 4ºС вода имеет максимальную плотность, и лишь при дальнейшем нагревании ее плотность уменьшается. Если бы при понижении температуры и при переходе из жидкого состояния в твердое вода изменялась аналогично другим веществам, то при приближении зимы поверхностные слои природных вод охладилась бы до 0ºС и опускались на дно до тех пор, пока вся масса водоема не приобрела бы температуру 0ºС. Вода замерзала бы, льдины погружались на дно, и водоем промерзал бы на всю глубину. Многие формы жизни в воде были бы невозможны. В действительности охлажденный слой, обладающий меньшей плотностью, остается на поверхности, замерзает и тем самым защищает лежащие ниже слои от охлаждения.

Вода обладает аномально высокой теплоемкости (4,18 Дж/г∙К), поэтому в ночное время, а также при переходе от лета к зиме, вода остывает медленно. А днем, или при переходе от зимы к лету, так же медленно нагревается, являясь, таким образом регулятором температуры на земном шаре.

Вода при обычном состоянии является жидкостью, в то время как H 2 S,H 2 Se,H 2 Te- газы. Температуры кристаллизации и испарения воды значительно выше соответствующих температур указанных соединений.

Вода обладает очень высокой диэлектрической проницаемостью (78.5 при 298К).

Вода- хороший растворитель полярных жидкостей и соединений с ионными связями, образует кристаллогидраты со многими химическими соединениями.

Долгое время необычные свойства воды были загадкой для ученых. Они в основном обусловлены следующими причинами:

Полярный характер молекул;

Наличие не поделенных электронных пар у атома кислорода;

Водородные связи.

Связь между атомами водорода и кислорода полярная, что приводит к асимметрии в распределении электронных зарядов и, следовательно, к полярности молекулы. Длина связи составляет 96 нм, а угол между связями ~ 105º.

Наличие неподеленных пар электронов у кислорода и смещение обобществленных электронных пар от атомов водорода к кислороду обуславливают образование водородных связей. Энергия связи равна 25 кДж/моль. Атом кислорода в молекуле воды находится в состоянии sp 3 -гибридизации. Поэтому валентный угол НОН близок к тетраэдическому углу (109,5º).

Молекулярная масса парообразной воды равна 18 и отвечает ее простейшей формуле. Однако молекулярная масса жидкости оказывается более высокой. Это свидетельствует о том, что в жидкой фазе происходит ассоциация молекул, т.е. соединение их в более сложные агрегаты, вследствие образования между молекулами водородных связей.

В твердой воде (лед) атом кислорода каждой молекулы участвует в образовании двух водородных связей с соседними молекулами воды.

Структура льда принадлежит к наименее плотным структурам, в ней существуют пустоты, размеры которых несколько превышают размеры молекулы воды. При плавлении льда его структура разрушается, но и в жидкой фазе сохраняются водородные связи, образуются ассоциаты, однако они существуют короткое время: постоянно происходит разрушение одних и образование других агрегатов. В пустотах таких «ледяных» агрегатов могут размещаться одиночные молекулы воды, при этом упаковка молекул воды становится плотной. Именно поэтому при плавлении льда объем, занимаемый водой, уменьшается, а ее плотность возрастает. При нагревании воды часть теплоты затрачивается на разрыв водородных связей. Этим объясняется высокая теплоемкость воды. Водородные связи между молекулами воды полностью разрываются только при переходе воды в пар.

На Земле на 6800 атомов протия приходится один атом дейтерия, а в межзвездочном пространстве один атом дейтерия приходится уже на 200 атомов протия.

Вода- весьма реакционноспособное вещество.

Вода реагирует со многими металлами с выделением водорода:

2Na + 2H 2 O = H 2 + 2NaOH (бурно)

2K + 2H 2 O = H 2 + 2KOH (бурно)

3Fe + 4H 2 O = 4H 2 + Fe 3 O 4 (только при нагревании)

Не все, а только достаточно активные металлы могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях этого типа. Наиболее легко реагируют щелочные и щелочноземельные металлы.

Из неметаллов с водой реагируют, например, углерод и его водородное соединение (метан). Эти вещества гораздо менее активны, чем металлы, но все же способны реагировать с водой при высокой температуре:

C + H 2 O ® H 2 + CO

CH 4 + 2H 2 O ® 4H 2 + CO 2

Вода разлагается на водород и кислород при действии электрического тока. Это также окислительно-восстановительная реакция, где вода является одновременно и окислителем, и восстановителем:

2H 2 O 2H 2 + O 2

Вода реагирует со многими оксидами неметаллов . В отличие от предыдущих, эти реакции не окислительно-восстановительные, а реакции соединения:

P 2 O 5 +3H 2 O→2H 3 PO 4 ; N 2 O 5 +H 2 O→2HNO 3

Оксиды щелочных и щелоочно-земельных металлов вступают в реакции соединения с водой с образованием соответствующих щелочей:

CaO+H 2 O→Ca(OH) 2

Не все оксиды металлов способны реагировать с водой. Часть из них практически не растворима в воде и поэтому с водой не реагирует. Это ZnO, TiO 2 , Cr 2 O 3 , из которых приготовляют, например, стойкие к воде краски. Оксиды железа также не растворимы в воде и не реагируют с ней. Многие соединения металлов с неметаллами легко взаимодействуют с водой с образованием соответствующих гидроксидов металлов и водородных соединений неметаллов:

PCl 3 +3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HCl

Al 2 S 3 +6H 2 O→2Al(OH) 3 +3H 2 S

Ca 3 P2+6H 2 O→3Ca(OH) 2 +2PH 3

Na 3 N+3H 2 O→3NaOH+NH 3

KH+H 2 O→KOH+H 2

Вода образует многочисленные соединения, в которых ее молекула полностью сохраняется. Это так называемые гидраты . Если гидрат кристаллический, то он называется кристаллогидратом , например:

CuSO 4 +5 H 2 O→CuSO 4 . 5H 2 O

H 2 SO 4 + H 2 O = H 2 SO 4 . H 2 O (гидрат серной кислоты)

NaOH + H 2 O = NaOH . H 2 O (гидрат едкого натра)

Соединения, связывающие воду в гидраты и кристаллогидраты, используют в качестве осушителей. С их помощью, например, удаляют водяные пары из влажного атмосферного воздуха.

Особая реакция воды- фотосинтез - синтез растениями крахмала (C 6 H 10 O 5) n и других подобных соединений (углеводов), происходящая с выделением кислорода:

6n CO 2 + 5n H 2 O = (C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 (при действии света)

Вода обладает каталитической активностью. В отсутствии следов влаги практически не протекают обычные реакции, например, не окисляется натрий, белый фосфор, хлор не взаимодействует с металлами, фторводород не разрезает стекло.

Пероксид водорода

Пероксид водорода H 2 O 2 - соединение водорода c кислородом, содержащее рекордное количество кислорода - 94% по массе. В молекулах Н 2 О 2 содержатся пероксидные группы -О-О-которые во многом определяют свойства этого соединения.

Из-за несимметричного распределения связей Н-О молекула Н 2 О 2 сильно полярна. Между молекулами Н 2 О 2 возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода- сиропообразная жидкость бледно-голубого цвета (плотность 1,44) с довольно высокой температурой кипения (150ºС). При хранении Н 2 О 2 разлагается.

Селен получают из отходов сернокислотного, целлюлозно-бумажного производства и анодных шламов электролитического рафинирования меди. В шламах селен присутствует вместе с серой, теллуром, тяжелыми и благородными металлами. Для извлечения селена шламы фильтруют и подвергают либо окислительному обжигу (около 700 °С), либо нагреванию с концентрированной серной кислотой. Образующийся летучий SeO 2 улавливают в скрубберах и электрофильтрах. Из растворов технический селен осаждают сернистым газом. Применяют также спекание шлама с содой с последующим выщелачиванием селената натрия водой и выделением из раствора селена. Для получения селена высокой чистоты, используемого в качестве полупроводникового материала, черновой селен рафинируют методами перегонки в вакууме, перекристаллизации и другими.

Физические и химические свойства селена. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Se 4s 2 4p 4 ; у двух p-электронов спины спарены, а у остальных двух - не спарены, поэтому атомы селена способны образовывать молекулы Se 2 или цепочки атомов Se n . Цепи атомов селена могут замыкаться в кольцевые молекулы Se 8 . Разнообразие молекулярного строения обусловливает существование селена в различных аллотропических модификациях: аморфной (порошкообразный, коллоидный, стекловидный) и кристаллической (моноклинный α- и β-формы и гексагональный γ-формы). Аморфный (красный) порошкообразный и коллоидный селен (плотность 4,25 г/см 3 при 25 °С) получают при восстановлении из раствора селенистой кислоты H 2 SeO 3 , быстрым охлаждением паров селена и другими способами. Стекловидный (черный) селен (плотность 4,28 г/см 3 при 25 °С) получают при нагревании любой модификации селена выше 220 °С с последующим быстрым охлаждением. Стекловидный селен обладает стеклянным блеском, хрупок. Термодинамически наиболее устойчив гексагональный (серый) селен. Он получается из других форм селена нагреванием до плавления с медленным охлаждением до 180-210 °С и выдержкой при этой температуре. Решетка его построена из расположенных параллельно спиральных цепочек атомов. Атомы внутри цепей связаны ковалентно. Все модификации селена обладают фотоэлектрическими свойствами. Гексагональный селен вплоть до температуры плавления - примесный полупроводник с дырочной проводимостью. Селен - диамагнетик (пары его парамагнитны).

На воздухе селен устойчив; кислород, вода, соляная и разбавленная серная кислоты на него не действуют, хорошо растворим в концентрированной азотной кислоте и царской водке, в щелочах растворяется диспропорционируя:

Se + 4HNO 3 → H 2 SeO 3 + 4NO 2 + H 2 O

3Se + 6KOH → K 2 SeO 3 + 2K 2 Se + 3H 2 O

Селен в соединениях имеет степени окисления -2, + 2, + 4, +6. С кислородом селен образует ряд оксидов: SeO, Se 2 O 3 , SeO 2 , SeO 3 . Два последних являются ангидридами селенистой H 2 SeO 3 и селеновой H 2 SeО 4 кислот (соли -селениты и селенаты). Наиболее устойчив SeO 2 . SeO 2 и H 2 SeO 3 с сильными окислителями проявляют восстановительные свойства:

3H 2 SeO 3 + HClO 3 → 3H 2 SeO 4 + HCl

С галогенами селен дает соединения SeF 6 , SeF 4 , SeCl 4 , SeBr 4 , Se 2 Cl 2 и другие. Сера и теллур образуют непрерывный ряд твердых растворов с селеном. С азотом селен дает Se 4 N 4 , с углеродом -CSe 2 . Известны соединения с фосфором Р 2 Sе 3 , Р 4 Sе 3 , P 2 Se 5 . Водород взаимодействует с селеном при t>=200 °С, образуя H 2 Se; раствор H 2 Se в воде называется селеноводородной кислотой. При взаимодействии с металлами селен образует селениды. Получены многочисленные комплексные соединения селена. Все соединения селена ядовиты.

Применение селена . Благодаря дешевизне и надежности селен используется в преобразовательной технике в выпрямительных полупроводниковых диодах, а также для фотоэлектрических приборов (гексагональный), электрофотографических копировальных устройств (аморфный селен), синтеза различных селенидов, в качестве люминофоров в телевидении, оптических и сигнальных приборах, терморезисторах и т. п. селен широко применяется для обесцвечивания зеленого стекла и получения рубиновых стекол; в металлургии - для придания литой стали мелкозернистой структуры, улучшения механических свойств нержавеющих сталей; в химической промышленности - в качестве катализатора; используется селен также в фармацевтической промышленности и других отраслях.

8.4 Теллур

Природные соединения и получение. Основные. источники теллура-шламы электролитического рафинирования меди и шламы сернокислотного производства, а также щелочные дроссы рафинирования свинца. При переработке сернокислотных шламов методом обжига (см. Селен)теллур остается в огарке, который выщелачивают соляной кислотой. Из солянокислого раствора пропусканием SO 2 осаждают Se, после чего р-р разбавляют до содержания кислоты 10-12% и при нагревании действием SO 2 осаждают теллур.

При спекании шламов с содой и последующим выщелачивании теллур переходит в р-р и при нейтрализации осаждается в виде ТеО 2 . Теллур получают либо прямым восстановлением ТеО 2 углем, либо осаждением при действии SO 2 на солянокислые растворы ТеО 2 . При переработке шламов сульфидным методом (выщелачивание раствором Na 2 S) теллур выделяют из раствора (после осаждения Se аэрацией) действием сухого Na 2 S 2 O 3:

Na 2 TeS 3 + 2Na 2 SO 3 → Те + 2Na 2 S 2 O 3 + Na 2 S

При переработке медеэлектролитных шламов теллур в основном переходит в содовые шлаки, получающиеся при переплавке остатков на золото-серебряный сплав ("металл Дорэ"). При использовании сульфатизации часть теллура переходит в сульфатные растворы вместе с Си. Из них теллур осаждают действием металлической меди:

Н 2 ТеО 3 + 4H 2 SO 4 + 6Сu → Те + Си 2 Те + 4CuSO 4 + 6Н 2 О

Из содовых шлаков теллур извлекают после растворения в воде либо нейтрализацией с осаждением ТеО 2 (его очищают переосаждением из сульфидных или кислых растворов, растворяют в щелочи и выделяют теллур электролизом), либо прямо из содового раствора электролизом осаждают черновой теллур. Его восстанавливают А1 в щелочном растворе:

6Те + 2А1 + SNaOH → 3Na 2 Te 2 + 2NaAlO 2 + 4Н 2 О. Затем теллур осаждают аэрацией:

2Na 2 Te 2 + 2Н 2 О + О 2 → 4Те + 4NaOH

Для получения теллура высокой чистоты используют его летучие соединения, в частности ТеСl 4 , который очищают дистилляцией или ректификацией и экстракцией из солянокислого раствора. После гидролиза хлорида ТеО 2 восстанавливают Н 2 . Иногда для очистки используют также Н 2 Те. На завершающих стадиях очистки применяют вакуумную сублимацию, дистилляцию или ректификацию теллура, а также зонную плавку или направленную кристаллизацию.

Физические и химические свойства. Теллур-серебристо-серое вещество с металлическим блеском, в тонких слоях на просвет-красно-коричневого цвета, в парах-золотисто-желтый. Расплав теллура выше ~ 700 °С обладает металлической проводимостью. Теллур диамагнитен, магн. восприимчивость — 0,31·10 -9 . Твердость по Моосу 2,3, по Бринеллю 180-270 МПа; сопротивление разрыву 10,8 МПа. Теллур хрупок, при нагревании становится пластичным.

Для теллура нормальный электродный потенциал 0,56 В. Теллур, даже дисперсный, устойчив на воздухе, но при нагревании горит (пламя голубое с зеленым ореолом) с образованием ТеО 2 . Кристаллический теллур реагирует с водой выше 100°С, аморфный-выше 50 °С. Концентрированные растворы щелочей растворяют теллур с образованием теллуридов и теллуритов. Соляная кислота и разбавленная H 2 SO 4 на теллур не действуют, конц. H 2 SO 4 растворяет его, образующиеся красные растворы содержат катион. HNO 3 окисляет теллур до теллуристой кислоты Н 2 ТеО 3 (соли-теллуриты):

Te + HNO 3 → H 2 TeO 3 + 4NO 2 + H 2 O

Сильными окислителями (HСlО 3 , КМnО 4 и др.) окисляется до теллуровой кислоты Н 2 ТеО 4 (соли-теллураты):

4Te + 3HClO 4 + 4H 2 O → 4H 2 TeO 4 + 3HCl

Te + 3H 2 O 2 → H 2 TeO 4 + 2H 2 O

Теллур растворяется в растворах сульфидов и полисульфидов щелочных металлов (с образованием тиотеллуридов и тио-теллуритов). Реагирует с растворами солей Ag. В CS 2 не растворяется. С Сl 2 , F 2 и Вr 2 реагирует при комнатной т-ре, с I 2 -при нагревании, сплавляется с S, P (соединений при этом не образует), As (давая As 2 Te 3), с Si (с образованием Si 2 Te 3 и SiTe), с Se (образуя при кристаллизации твердые растворы). С бором и углеродом непосредственно не взаимодействует, с СО при нагревании образует газообразный нестойкий карбонил ТеСО. При сплавлении с металлами получают теллуриды.

Теллуроводород Н 2 Те-бесцветный газ с неприятным запахом; в жидком состоянии зеленовато-желтый, кристаллический-лимонно-желтый; т. кип. — 2°С, т. пл. — 51 °С; плотн. 5,81 г/л; для газа; а в сухом воздухе при комнатной температуре медленно разлагается, во влажном окисляется до теллура; при нагревании на воздухе горит, давая ТеО 2 ; растворимость в воде 0,1 М, водный раствор-слабая кислота, К 1 2·10 -3 ; сильный восстановитель; получают взаимодействием Аl 2 Те 3 с соляной кислотой, а также электролизом раствора H 2 SO 4 с теллуровым катодом при 0°С; применяют для получения теллура высокой чистоты.

Гексафторид ТеF 6 -бесцветный газ; т. пл. — 37,8°С, т. возг. -38,6°С; плотн. 10,7 г/л; в сухом воздухе устойчив, не действует на стекло; в воде растворяется, постепенно гидролизуясь с образованием фторотеллуровых кислот ТеF n (ОН) 6-n , где n — от 1 до 4, и в конечном счете теллуровой кислоты; с фторидами металлов образует соединения, напр. Ag и Ba; получают фторированием теллура при нагревании. Тетрафторид TeF 4 -кристаллы ромбической сингонии; т. пл. 129,6°С, т. кип. 194°С (с разложением); плотность 4,22 г/см 3 ; очень гигроскопичен, легко гидролизуется; с фторидами щелочных металлов образует пентафторотеллураты M; получают действием SeF 4 на ТеО 2 . Фториды теллурафторирующие агенты.

Тетрахлорид ТеС1 4 -желтые кристаллы; т. пл. 224°С, т. кип. 381,8°С; плотн. 3,01 г/см 3 ; ур-ние температурной зависимости давления пара gp (мм рт. ст.) = 8,791 — - 3941/T (497 - 653); очень гигроскопичен, водой гидролизуется; в концентрированной НС1 раств., образуя хлоротел-луровую кислоту Н 2 ТеС1 6 ; из солянокислых растворов экстрагируется трибутилфосфатом и другими органическими растворителями; с хлоридами щелочных металлов образует гекса- М 2 [ТеСl 6 ] и пентахлортел-лураты М[ТеС1 5 ], с хлоридами Al, Fe(III), Zr и другие комплексы с катионами, например, ТеС1 3 ; получают хлорированием теллура; ТеСl 4 -исходное вещество для получения теллура высокой чистоты. Коричневый дихлорид ТеС1 2 устойчив в парах и может быть сконденсирован в жидкость. Получены также два кристаллических низших хлорида-серебристо-серый Те 2 Сl 3 и метастабильный черный с металлическим блеском Те 2 Сl.

Осаждением из водных р-ров можно получить сульфиды TeS 2 и TeS 3 , разлагающиеся при нагревании; известны TeS 7 и Te 7 S 10 . Тиотеллураты (напр., Na 2 TeS 3) могут быть получены растворением теллура в растворе полисульфидов щелочных металлов или сере -в растворах полителлуридов, а также сплавлением. Тиотеллураты-промежуточные продукты в некоторых процессах извлечения теллура.

Применение. Важнейшая область применения теллура—синтез разложения теллуридов, обладающих полупроводниковыми свойствами. Теллур используют также в металлургии для легирования чугуна и стали, Рb, Сu (для повышения их механической и химической стойкости). Теллур и его соединения применяют в производстве катализаторов, спец. стекол, инсектицидов, гербицидов и т.п.

Полоний

Природные соединения и получение полония. Радиоактивный химический элемент VI группы периодической системы, аналог теллура. Атомный номер 84. Не имеет стабильных изотопов. Известно 27 радиоактивных изотопов полония с массовыми числами от 192 до 218, из них семь (с массовыми числами от 210 до 218) встречаются в природе в очень малых количествах как члены радиоактивных рядов урана, тория и актиния, остальные изотопы получены искусственно. Наиболее долгоживущие изотопы полония - искусственно полученные 209 Ро (t 1/2 = 102 года) и 208 Ро (t 1/2 = 2,9 года), а также содержащийся в радиево-урановых рудах 210 Ро (t 1/2 = 138,4 сут). Содержание в земной коре 210 Ро составляет всего 2·10 -14 %; в 1 т природного урана содержится 0,34 г радия и доли миллиграмма полония-210. Самый короткоживущий из известных изотопов полония - 21З Ро (t 1/2 = 3·10 -7 с). Самые легкие изотопы полония - чистые альфа-излучатели, более тяжелые одновременно испускают альфа- и гамма-лучи. Некоторые изотопы распадаются путем электронного захвата, а самые тяжелые проявляют также очень слабую бета-активность. Разные изотопы полония имеют исторические названия, принятые еще в начале 20 в., когда их получали в результате цепочки распадов из «родительского элемента»: RaF (210 Po), AcC" (211 Po), ThC" (212 Po), RaC" (214 Po), AcA (215 Po), ThA (216 Po), RaA (218 Po).

Полоний-210 синтезируют путем облучения нейтронами природного висмута (он содержит только 208 Bi) в ядерных реакторах (промежуточно образуется бета-активный изотоп висмута-210): 208 Bi + n→ 210 Bi → 210 Po + e. При облучении висмута ускоренными протонами образуется полоний-208, его отделяют от висмута возгонкой в вакууме - как это делала М.Кюри. В СССР методику выделения полония разработала Зинаида Васильевна Ершова (1905-1995). В 1937 она была командирована в Париж в Институт радия в лабораторию М.Кюри (руководимую в то время Ирэн Жолио-Кюри). В результате этой командировки коллеги стали называть ее «русской мадам Кюри». Под научным руководством З.В.Ершовой в стране было создано постоянно действующее, экологически чистое производство полония, что позволило реализовать отечественную программу запуска луноходов, в которых полоний использовали в качестве источника тепла.

Долгоживущие изотопы полония пока не получили заметного практического применения из-за сложности их синтеза. Для их получения можно использовать ядерные реакции

207 Pb + 4 He ® 208 Po + 3n,

208 Bi + 1 H ® 208 Po + 2n,

208 Bi + 2 D ® 208 Po + 3n,

208 Bi + 2 D ® 208 Po + 2n,

где 4 Не - альфа-частицы, 1 Н - ускоренные протоны, 2 D - ускоренные дейтроны (ядра дейтерия).

Свойства полония. Уже теллур частично проявляет металлические свойства, полоний же - мягкий серебристо-белый металл. Из-за сильной радиоактивности светится в темноте и сильно нагревается, поэтому нужен непрерывный отвод тепла. Температура плавления полония 254° С (чуть выше, чем у олова), температура кипения 962° С, поэтому уже при небольшом нагревании полоний возгоняется. Плотность полония почти такая же, как у меди - 9,4 г/см 3 . В химических исследованиях применяется только полоний-210, более долгоживущие изотопы практически не используются ввиду трудности их получения при одинаковых химических свойствах.

Химические свойства металлического полония близки к свойствам его ближайшего аналога - теллура, он проявляет степени окисления -2, +2, +4, +6. На воздухе полоний медленно окисляется (быстро при нагревании до 250° С) с образованием красного диоксида РоО 2 (при охлаждении он становится желтым в результате перестройки кристаллической решетки). Сероводород из растворов солей полония осаждает черный сульфид PoS.

Сильная радиоактивность полония отражается на свойствах его соединений. Так, в разбавленной соляной кислоте полоний медленно растворяется с образованием розовых растворов (цвет ионов Ро 2+):

Po + 2HCl ® PoCl 2 + H 2 ,

однако под действием собственной радиации дихлорид превращается в желтый PoCl 4 . Разбавленная азотная кислота пассивирует полоний, а концентрированная быстро его растворяет:

Po + 8HNO 3 → Po(NO 3) 4 + 4NO 2 + 4H 2 O

С неметаллами VI группы полоний роднит реакция с водородом с образованием летучего гидрида РоН 2 (т.пл. -35° С, т.кип. +35° С, легко разлагается), реакция с металлами (при нагревании) с образованием твердых полонидов черного цвета (Na 2 Po, MgPo, CaPo, ZnPo, HgPo, PtPo и др.) и реакция с расплавленными щелочами с образованием полонидов:

3Po + 6NaOH ® 2Na 2 Po + Na 2 PoO 3 + H 2 O.

С хлором полоний реагирует при нагревании с образованием ярко-желтых кристаллов PoCl 4 , с бромом получаются красные кристаллы PoBr 4 , с иодом уже при 40° С полоний реагирует с образованием черного летучего иодида PoI 4 . Известен и белый тетрафторид полония PoF 4 . При нагревании тетрагалогениды разлагаются с образованием более стабильных дигалогенидов:

PoCl 4 ® PoCl 2 + Cl 2 .

В растворах полоний существует в виде катионов Ро 2+ , Ро 4+ , анионов РоО 3 2- , РоО 4 2- , также разнообразных комплексных ионов, например, PoCl 6 2- .

Применение полония. Полоний-210 испускает альфа-лучи с энергией 5,3 МэВ, которые в твердом веществе тормозятся, проходя всего тысячные доли миллиметра и отдавая при этом свою энергию. Время его жизни позволяет использовать полоний как источник энергии в атомных батареях космических кораблей: для получения мощности 1 кВт достаточно всего 7,5 г полония. В этом отношении он превосходит другие компактные «атомные» источники энергии. Такой источник энергии работал, например, на «Луноходе-2», обогревая аппаратуру во время долгой лунной ночи. Конечно, мощность полониевых источников энергии со временем убывает - вдвое каждые 4,5 месяца, однако более долгоживущие изотопы полония слишком дороги. Полоний удобно применять и для исследования воздействия альфа-излучения на различные вещества. Как альфа-излучатель, полоний в смеси с бериллием применяют для изготовления компактных источников нейтронов:

9 Be + 4 He ® 12 C + n.

Вместо бериллия в таких источниках можно использовать бор. Сообщалось, что в 2004 инспекторы международного агентства по атомной энергии (МАГАТЭ) обнаружили в Иране программу по производству полония. Это привело к подозрению, что он может быть использован в бериллиевом источнике для «запуска» с помощью нейтронов цепной ядерной реакции в уране, приводящей к ядерному взрыву.

Полоний при попадании в организм можно считать одним из самых ядовитых веществ: для 210 Ро предельно допустимое содержание в воздухе составляет всего 40 миллиардных долей микрограмма в 1 м 3 воздуха, т.е. полоний в 4 триллиона раз токсичнее синильной кислоты. Вред наносят испускаемые полонием альфа-частицы (и в меньшей мере также гамма-лучи), которые разрушают ткани и вызывают злокачественные опухоли. Атомы полония могут образоваться в легких человека в результате распада в них газообразного радона. Кроме того, металлический полоний способен легко образовывать мельчайшие частицы аэрозолей. Поэтому все работы с полонием проводят дистанционно в герметичных боксах.

Открытие полония. Существование элемента с порядковым номером 84 было предсказано Д.И.Менделеевым в 1889 - он назвал его двителлуром (на санскрите - «второй» теллур) и предположил, что его атомная масса будет близка к 212. Конечно, Менделеев не мог предвидеть, что этот элемент окажется неустойчивым. Полоний - первый радиоактивный элемент, открытый в 1898 супругами Кюри в поисках источника сильной радиоактивности некоторых минералов. Когда оказалось, что урановая смоляная руда излучает сильнее, чем чистый уран, Мария Кюри решила выделить из этого соединения химическим путем новый радиоактивный химический элемент. До этого было известно только два слабо радиоактивных химических элемента - уран и торий. Кюри начала с традиционного качественного химического анализа минерала по стандартной схеме, которая была предложена немецким химиком-аналитиком К.Р.Фрезениусом (1818-1897) еще в 1841 и по которой многие поколения студентов в течение почти полутора веков определяли катионы так называемым «сероводородным методом». Вначале у нее было около 100 г минерала; затем американские геологи подарили Пьеру Кюри еще 500 г. Проводя систематический анализ, М.Кюри каждый раз проверяла отдельные фракции (осадки и растворы) на радиоактивность с помощью чувствительного электрометра, изобретенного ее мужем. Неактивные фракции отбрасывались, активные анализировались дальше. Ей помогал один из руководителей химического практикума в Школе физики и промышленной химии Густав Бемон.

Прежде всего, Кюри растворила минерал в азотной кислоте, выпарила раствор досуха, остаток растворила в воде и пропустила через раствор ток сероводорода. При этом выпал осадок сульфидов металлов; в соответствии с методикой Фрезениуса, этот осадок мог содержать нерастворимые сульфиды свинца, висмута, меди, мышьяка, сурьмы и ряда других металлов. Осадок был радиоактивным, несмотря на то, что уран и торий остались в растворе. Она обработала черный осадок сульфидом аммония, чтобы отделить мышьяк и сурьму - они в этих условиях образуют растворимые тиосоли, например, (NH 4) 3 AsS 4 и (NH 4) 3 SbS 3 . Раствор не обнаружил радиоактивности и был отброшен. В осадке остались сульфиды свинца, висмута и меди.

Не растворившуюся в сульфиде аммония часть осадка Кюри снова растворила в азотной кислоте, добавила к раствору серную кислоту и выпарила его на пламени горелки до появления густых белых паров SO 3 . В этих условиях летучая азотная кислота полностью удаляется, а нитраты металлов превращаются в сульфаты. После охлаждения смеси и добавления холодной воды в осадке оказался нерастворимый сульфат свинца PbSO 4 - радиоактивности в нем не было. Осадок она выбросила, а к отфильтрованному раствору добавила крепкий раствор аммиака. При этом снова выпал осадок, на этот раз - белого цвета; он содержал смесь основного сульфата висмута (BiO) 2 SO 4 и гидроксида висмута Bi(OH) 3 . В растворе же остался комплексный аммиакат меди SO 4 ярко-синего цвета. Белый осадок, в отличие от раствора, оказался сильно радиоактивным. Поскольку свинец и медь были уже отделены, в белом осадке был висмут и примесь нового элемента.

Кюри снова перевела белый осадок в темно-коричневый сульфид Bi 2 S 3 , высушила его и нагрела в вакуумированной ампуле. Сульфид висмута при этом не изменился (он устойчив к нагреву и лишь при 685° С плавится), однако из осадка выделились какие-то пары, которые осели в виде черной пленки на холодной части ампулы. Пленка была радиоактивной и, очевидно, содержала новый химический элемент - аналог висмута в периодической таблице. Это был полоний - первый после урана и тория открытый радиоактивный элемент, вписанный в периодическую таблицу (в том же 1898 году были открыты радий, а также группа благородных газов - неон, криптон и ксенон). Как потом выяснилось, полоний при нагревании легко возгоняется - его летучесть примерно такая же, как у цинка.

Супруги Кюри не спешили назвать черный налет на стекле новым элементом. Одной радиоактивности было мало. Коллега и друг Кюри французский химик Эжен Анатоль Демарсе (1852-1903), специалист в области спектрального анализа (в 1901 он открыл европий), исследовал спектр испускания черного налета и не обнаружил в нем новых линий, которые могли бы свидетельствовать о присутствии нового элемента. Спектральный анализ - один из самых чувствительных методов, позволяющий обнаруживать многие вещества в микроскопических, невидимых глазом количествах. Тем не менее, в статье, опубликованной 18 июля 1898 супруги Кюри написали: «Мы думаем, что вещество, выделенное нами из урановой смолки, содержит не известный пока металл, являющийся по аналитическим свойствам аналогом висмута. Если существование нового металла будет подтверждено, мы предлагаем назвать его полонием, по родине одного из нас» (Polonia на латыни - Польша). Это единственный случай, когда еще не идентифицированный новый химический элемент уже получил название. Однако получить весовые количества полония не удалось - его в урановой руде было слишком мало (позднее полоний был получен искусственно). И прославил супругов Кюри не этот элемент, а радий.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ VI ГРУППЫ

16-ю группу периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева составляют Халькогемны (от греч. чблкпт -- медь (в широком смысле), руда (в узком смысле) и генпт -- рождающий). Это такие химические элементы, как кислород (O), сера (S), селен (Se), теллур (Te), радиоактивный полоний (Po), и искусственно полученный ливерморий (Lv). Все эти элементы встречаются в природе (за исключением Lv), причем каждый из них имеет несколько природных изотопов (за исключением Po). Все они являются р-элементами. Строение валентного уровня их электронных оболочек соответствует формуле ns 2 np 4 .

кислород сера селен теллур полоний

1. Кислород

Самый распространённый элемент на Земле: в воздухе - 21% по объему (находится в виде О 2 и О 3), в земной коре - 49 % по массе, в гидросфере - 89% по массе, в составе живых организмов - до 65% по массе. В земной коре он содержится в виде различных минералов, которые представляют собой оксиды (например, Al 2 O 3 , SiO 2 , Cu 2 O, SnO 2) и соли (например, FeCO 3 , CaSO 4 , Ca 3 (PO 4) 2).

Атом

Порядковый № 8, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 4

Валентность

II, в СО - валентность III за счет ДАС.

Степени окисления

1) -2 - оксиды, гидроксиды, соли;

2) -1 - пероксиды;

3) -1/2, -1/3 - надпероксиды, озониды;

4) +2 - ОF 2 , +1 - O 2 F 2 .

Электроотрицательность

Изотопы природного кислорода

О (99,76%), О (0,04%), О (0,20%).

Физические свойства

Кислород - газ без цвета, запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород - голубоватая жидкость, кипящая при -183 0 С. Притягивается магнитом. Твердый кислород - синие кристаллы, плавящиеся при -218,7 0 С.

Строение молекулы

Молекула состоит из двух атомов, связанных двойной связью. Связь - ковалентная неполярная.

Аллотропные модификации (изменения)

О 2 и О 3 (озон).

Способы получения

1) Промышленный способ: перегонка жидкого воздуха;

2) Лабораторный способ: разложение (воздействие t 0 C) некоторых кислородсодержащих веществ

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (k - MnO 2)

2H2O2 = 2H2O + O2 (k - MnO 2)

2HgO = 2Hg + O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Способы собирания кислорода

Химические свойства

1) Взаимодействие с НеMet (кроме фтора и благородных газов): образуются ОКСИДЫ - бинарные соединения с кислородом в степени окисления -2:

Si + O 2 = SiO 2 (t=400-500 0 С)

· При взаимодействии с углеродом, фосфором и мышьяком в зависимости от количества кислорода образуются разные оксиды:

С + О 2(изб) = СО2; С + О 2(нед) = СО

· При взаимодействии с серой последняя окисляется до сернистого газа (дальнейшее воздействие кислородом приводит к образованию высшего оксида - SO 3):

· При взаимодействии с фтором образуется ФТОРИД кислорода:

2F 2 + O 2 = 2OF 2

2) Взаимодействие с Met: образуются основные и амфотерные оксиды:

4Al + 3O 2 = 2AL 2 O 3

· При взаимодействии с натрием образуется пероксид:

Na + O 2 = Na 2 O 2

· При взаимодействии с калием, рубидием и цезием образуются надпероксиды:

· При взаимодействии с железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (Fe 2 O 3 *FeO)

· При взаимодействии с марганцем образуется диоксид марганца:

3) Взаимодействие со сложными веществами:

· Горение и обжиг сульфидов, водородных соединений:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

· Окисление низших оксидов до высших:

FeO + O 2 = Fe 2 O 3

· Окисление гидроксидов и солей в водных растворах: если вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO 2 + O 2 = 2HNO 3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

· Окисление в присутствие катализаторов:

аммиака: NH 3 + O 2 = NO + H 2 O

органических веществ: C 2 H 5 OH + O 2 = CH 3 -COH и т.п. (k - Cu; t 0 C)

Применение кислорода

Кислород применяют в медицине, на взрывных работах, для сварки металлов, для резки металлов, в авиации для дыхания, в авиации для двигателей, в металлургии.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

C 6 H 10 O 5 + 6O 2 = 5CO 2 + 6H 2 O

Во всех этих процессах образуется оксид углерода (IV). Единственный естественный природный процесс связывания оксида углерода (IV) - процесс фотосинтеза, проходящий в зеленых растениях под действие солнечного света:

6CO 2 + 6H 2 O = C 5 H 12 O 6 + O 2 (k - hv)

При этом образуется глюкоза - основа для строительства тканей растений.

Если какое-либо вещество медленно реагирует с кислородом, то такое окисление называют медленным. Это, например, процессы разложения пищевых продуктов, гниения.

Озон

Озон - это аллотропная модификация кислорода.

Физические свойства

Газ, с запахом свежей хвои, бесцветен.

Получение

1) Озонирование воздуха: 3O 2 2O 3

2) Во время грозы (в природе);

3) В лаборатории - в озонаторе.

Химические свойства

1) Неустойчив, легко распадается: O 3 O 2 + O . . При этом образуется АТОМАРНЫЙ кислород, очень сильный окислитель. Он обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ-лучи, уничтожает микроорганизмы;

2) Сильный окислитель, сильнее кислорода:

6NO 2 + O 3 = 3N 2 O 5

3PbS + 4O 3 = 3PbSO 4

3) Качественная реакция на озон: реакция с йодидом калия, появляется желто-коричневая окраска йода:

2KI + O 3 = 2KOH + I 2 + O 2

Пероксид водорода

Стоит уделить особое внимание этому веществу, так как из всех соединений кислорода именно пероксид водорода чаще всего используют как стерилизационное и антисептическое средство.

Строение молекулы

Н 2 О 2 или Н-О-О-Н

Физические свойства

Это бесцветная неустойчивая жидкость. Плотность составляет 1,45 г/см 3 . Ее концентрированный раствор (30%) взрывоопасен и называется пергидролем.

Получение

Гидролиз пероксидов металлов водой или кислотами:

BaO 2 + H 2 SO 4 = H 2 O 2 + BaSO 4

Химические свойства

1) Разложение:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (t 0 C, k - MnO 2)

2) Пероксид водорода может быть как окислителем, так и восстановителем:

· Окислительные свойства более характерны - переходит в Н 2 О или ОН - :

Na 2 S +4 O 3 + H 2 O 2 = Na 2 S +6 O 4 + Н 2 О

(неметаллы в промежуточной степени окисления окисляет в высшую степень окисления)

2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Fe(OH) 3

2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O

(сульфиды переходят в сульфаты)

2Cr +3 Cl 3 + 3H 2 O 2 + 10KOH = 2K 2 Cr +6 O 4 + 6KCl + 8H 2 0

(любые соединения хрома +3 окисляет в +6)

· Восстановительные свойства - переходит в О 2:

CaOCl 2 + H 2 O 2 = CaCl 2 + O 2 + H 2 O

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 O 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3O 2 + 7H 2 O

Пероксиды и надпероксиды металлов

Химические свойства этих соединений имеют свою особенность: в ОВР, а также в реакциях разложения водой образуется кислород:

Химические свойства

1) Разложение водой:

Na 2 O 2 + H 2 O = H 2 O 2 + NaOH

K 2 O 2 + H 2 O = H 2 O 2 + O 2 + KOH (при t 0 C)

2) Они являются сильными окислителями:

KO 2 + Al = KAlO 2

3) В некоторых реакциях проявляют восстановительные свойства:

2KMnO 4 + 5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

4) Взаимодействуют с углекислым газом:

Na 2 O 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 + O 2

Получение

1) Me (щелочные и Ва) + кислород:

Na + O 2 = Na 2 O 2

2) Оксиды металлов + кислород:

2K 2 O + 3O 2 = 4KO 2

2. Сера

Сера -- элемент 16-й группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur).

Атом

Порядковый № 16, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Валентность

Степени окисления

1) -2 - сульфиды;

2) 0 - атом;

3) +4 - соли, кислоты;

4) +6 - соли, кислоты.

Электроотрицательность

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t кип = 445 0 С.

Аллотропные модификации

1) Кристаллическая:

· Ромбическая сера - S 8 - наиболее устойчивая модификация;

· Моноклинная сера - темно-желтые иглы. Устойчива при температуре более 960С, при обычных условиях - превращается в ромбическую;

2) Пластическая сера - коричневая резиноподобная (аморфная) масса.

Нахождение в природе

1) Самородная сера;

2) Сульфиды: цинка ZnS, ртути PbS (киноварь), железа FeS 2 (пирит);

3) Сульфаты: гипс CaSO 4 *2H 2 O, глауберова соль Na 2 SO 4 *10H 2 O.

Получение серы

1) Метод термического разложения сульфидов:

2) Восстановление диоксида серы (IV) углеродом: SO 2 - побочный продукт при выплавке металлов из сернистых руд

SO 2 + C = S + CO 2

3) Окисление сероводорода недостатком кислорода либо диоксидом серы (IV) в смеси SO 2 и H 2 O (отходящие пары металлургических и коксовых батарей):

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

(последняя реакция проходит также в природе при извержении вулканов)

4) Выделение из природного газа, нефти и сопутствующих нефтепродуктов.

Химические свойства

В нормальных условиях химическая активность серы невелика, но при нагревании сера весьма активна и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1) Взаимодействие с Ме:

· Со щелочными Ме без нагревания:

2Na + S = Na 2 S

· С остальными Ме (кроме Au, Pt) - при повышенной температуре:

2Al + 3S = Al 2 S 3

2) Взаимодействие с НеМе:

· С водородом: H 2 + S = H 2 S;

· С фосфором: 2P + 3S = P 2 S 3 ;

· С кислородом: S + O 2 = SO 4 ;

· С галогенами: химическая активность серы по отношению к галогенам падает в ряду от фтора к йоду: с фтором сера взаимодействует при комнатной температуре, с бромом и хлором - при нагревании, с йодом соединений не получено: S + Cl 2 = SCl 2

· С углеродом: C + S = CS 2

3) Взаимодействие с кислотами-окислителями (при нагревании):

S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

4) Взаимодействие со щелочью (диспропорционирование):

3S 0 + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O (кипячение)

Применение серы

Серу применяют для получения серной кислоты, для вулканизации каучуков, в производстве спичек и черного пороха, как лекарственное средство, входящее в состав мазей против кожных заболеваний.

В сельском хозяйстве серу в виде тонкого порошка используют для борьбы с болезнями растений, пчел и других домашних животных.

В быту очень часто применяют серу для связывания токсичной ртути в сульфид ртути с последующим его удалением.

Сероводород

Молекула сероводорода имеет угловую форму, как и молекула воды, с атомом серы в центре. Однако, в отличие от воды, молекулы сероводорода не способны к образованию между собой водородных связей.

Сероводород - бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц,

t кип = -60 0 С.

Раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой - это очень слабая двухосновная кислота (слабее угольной). Сероводород очень токсичен.

Сероводород входит в состав вулканических газов, а также содержится в воде некоторых минеральных источников.

Получение

1) В природе сероводород образуется при гниении белков;

2) В лаборатории его получают следующими способами:

· Прямой синтез из простых веществ:

· Вытеснением из сульфидов, в ряду напряжения стоящих левее железа:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

· Гидролиз сульфида алюминия на холоде:

Химические свойства

Сероводород в реакциях проявляет свойства сильного восстановителя.

1) Взаимодействие с кислородом воздуха при нагревании до 700 0 С (со взрывом):

2H 2 S + 3O 2 (изб) = 2SO 2 + 2H 2 O + Q

2H 2 S + O 2 (нед) = 2H 2 O + 2S

2) Взаимодействие с галогенами:

H 2 S + I 2 = 2HI + S

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl

3) Взаимодействие со щелочами: образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O

4) Взаимодействие с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя ЧЕРНЫЕ очень малорастворимые сульфиды:

5) Взаимодействие с окислителями средней активности с образованием серы и с сильными окислителями - окисляется до серной кислоты:

H 2 S + Br 2 = S + 2HBr

H 2 S + 2FeCl 3 = 2FeCl 2 + S + 2HCl

H 2 S + 4Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl

3H 2 S + HNO 3 (конц) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

H 2 S + 3H 2 SO 4 (конц) = 4SO 2 + 4H 2 O

H 2 S + 4PbO 2 = H 2 SО 4 + 4PbO

6) При нагревании разлагается до простых веществ:

7) Взаимодействие с серебром:

2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O

8) Диссоциация в воде: в основном по первой ступени:

HS - H + + S 2- (редко)

9) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2NaNO 3

Сульфиды

Классификация сульфидов

Растворимые в воде.	Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах (соляной, фосфорной, разбавленной серной).	Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах - только в кислотах-окислителях.	Гидролизуемые водой, не существующие в водных растворах.
Сульфиды щелочных Ме и аммония.	Белые и цветные сульфиды: ZnS, MnS, FeS, CdS.	Черные сульфиды: CuS, HgS, PbS, Ag 2 S, NiS, CoS.	Сульфиды алюминия, хрома (III), железа (III)
Можно вытеснить сероводород, действуя соляной кислотой: FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S	НЕЛЬЗЯ получить сероводород из этих сульфидов!	Водой полностью разлагаются: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + H 2 S

Получение

1) Нагревание Ме с серой:

2Cr + 3S = Cr 2 S 3

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочь:

H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

(только нерастворимые в кислотах сульфиды)

ZnSO 4 + Na 2 S = Na 2 SO 4 + ZnS

(любые нерастворимые в воде сульфиды)

Химические свойства

1) Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда щелочная:

K 2 S + H 2 OKHS + KOH

S 2- + H 2 OHS - + OH -

2) Сульфиды Ме, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных минеральных кислотах:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние (окислить) действием концентрированной азотной кислоты:

3CuS + 14HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

4) Сульфиды можно превратить в сульфаты перекисью водорода:

CuS + H 2 O 2 = CuSO 4 + 4H 2 O

5) При обжиге сульфидов кислородом образуются оксиды:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

Оксиды серы

Оксид серы (IV )

SO 2 - сернистый ангидрид, сернистый газ (без цвета с резким запахом, хорошо растворим в воде).

Степень окисления серы в этом соединении: +4

Поскольку атом серы в соединении имеет промежуточную степень окисления, то в реакциях (в зависимости от окислительно-восстановительных свойств других реагентов) оно играет роль как восстановитель, так и окислитель. Кроме того, оно может вступать в реакции без изменения степени окисления.

Получение

1) При сжигании серы в кислороде:

2) Окислением сульфидов:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na 2 SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O

4) При обработке серной кислотой (конц) некоторых металлов:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Химические свойства

1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. Реагирует с водой, основными оксидами и щелочами:

SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3

BaO + SO 2 = BaSO 3

Ba(OH) 2 + SO 2 = BaSO 3 + H 2 O

Ba(OH) 2 + 2SO 2 = Ba(HSO 3) 2

2) Реакции окисления (S +4 -2зS +6):

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = K 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 2H 2 SO 4

3) Реакции восстановления (S +4 +4зS 0):

SO 2 + C = S + CO 2

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

Оксид серы (VI )

SO 3 - серный ангидрид. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом (t кип =43 0 C); на воздухе «дымит», гигроскопична: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q.

В этом соединении сера имеет высшую степень окисления +6. Поэтому серный ангидрид - активный окислитель.

Химическая активность оксида серы (VI) оченб высока. Взаимодействует с водой, основными и амфотерными оксидами, щелочами.

Получение:

1) Каталитическое окисление SO 2 кислородом воздуха:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q (t 0 C, k - V 2 O 5)

2) Термическое разложение сульфатов:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (t 0 C)

3) Взаимодействие SO 2 с озоном:

SO 2 + O 3 = SO 3 + O 2

4) Взаимодействие SO 2 и NO 2:

SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO

Химические свойства:

1) Взаимодействие с водой - образование сильной двухосновной серной кислоты:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q.

2) Взаимодействие с основаниями:

2NaOH (изб) + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

NaOH + SO 3 (изб) = NaHSO 4

3) Взаимодействие с основными оксидами:

CaO + SO 3 = CaSO 4

4) Растворение в концентрированной серной кислоте - образование ОЛЕУМА:

H 2 SO 4 (конц) + SO 3 = H 2 S 2 O 7

H 2 SO 4 (конц) + 2SO 3 = H 2 S 3 O 10

Применение:

Серный ангидрид применяют в основном для получения серной кислоты.

Кислоты серы и их соли

Сернистая кислота и её соли

H 2 SO 3 - образуется при реакции оксида серы (IV) с водой и существует только в виде раствора. Это слабая, летучая, неустойчивая двухосновная кислот. H 2 SO 3 образует средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты) соли. Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями, хотя в присутствии более сильных восстановителей способны проявлять окислительные свойства.

Химические свойства:

1) Участие в реакции ОВР:

· Проявление свойств восстановителя:

2Na 2 S +4 O 3 + O 2 0 = 2Na 2 S +6 O 4 -2

· Проявление свойств окислителя:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 - гипосульфит натрия (t 0 C)

2) Термическое разложение сульфитов:

4Na 2 SO 3 - Na 2 S + 3Na 2 SO 4 (t 0 C)

3) Гидролиз растворимых в воде сульфитов - гидролиз по аниону - среда щелочная:

K 2 SO 3 + HOH = KHSO 3 + KOH

Серная кислота и её соли

Физические свойства:

Серная кислота (100%-ная) - бесцветная тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»); плотность = 1,84 г/см 3 , t пл = 10,3 0 C, t кип = 296 0 C; не имеющая запах, нелетучая хорошо растворимая в воде. Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Она очень гигроскопична - активно поглощает пары воды, поэтому её используют в качестве осушителя как в лаборатории, так и в быту.

Получение:

В настоящее время для получения серной кислоты используется контактный метод. Этот метод позволяет получить очень чистую серную кислоту любой концентрации, а также олеум.

Исходным сырьём для производства серной кислоты могут быть сера, сероводород, сульфиды металлов. Я рассмотрю производство серной кислоты контактным способом, при котором исходным сырьём является железный колчедан FeS 2

Принципиальная схема получения серной кислоты.

Процесс состоит из трёх стадий:

	Процессы
1. Обжиг железного колчедана, получение оксида серы (IV ). Очистка печного газа.	Уравнение реакции первой стадии: 4FeS 2 + 11O 2 = Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура для обжига достигает 800 0 С. Очистка печного газа Из печи выходит печной газ, состав которого: SO 2 , O 2 , пары воды и мельчайшие частицы оксида железа. Такой печной газ необходимо очистить от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа - в циклоне (используется центробежная сила, твёрдые частички ссыпаются вниз) и в эл ек трофильтрах (используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). Осушку печного газа проводят в сушильной башне - снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льётся концентрированная серная кислота.
2. Окисление SO 2 в SO 3 кислородом. Протекает в контактном аппарате.	Уравнение реакции этой стадии: 2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q Сложность второй стадии заключается в том, что процесс окисления одного оксида в другой является обратимым . Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO 3): a) температура : оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным образованием SO 3 является температура 400-500 0 С . Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор - оксид ванадия - V 2 O 5 ; b) давление : прямая реакция протекает с уменьшением объёмов газов. Процесс проводят при повышенном давлении. Нагрев смеси SO 2 и O 2 до температуры 400-500 0 С начинается в теплообменнике. Смесь проходит между трубками теплообменника и нагревается от этих трубок. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоёв катализатора, начинается процесс окисления SO 2 в SO 3 . Образовавшийся оксид серы SO 3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
3. Получение H 2 SO 4 . Протекает в поглотительной башне.	Если для поглощения оксида серы использовать воду, образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H 2 SO 4 * nSO 3 . Уравнение реакции этого процесса: nSO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 * nSO 3 Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожный состав и отправляют потребителю.

Химические свойства:

H 2 SO 4 - сильная двухосновная кислота.

1) Диссоциация: по первой ступени полная диссоциация, по второй - серная кислота ведёт себя как кислота средней силы:

H 2 SO 4 H + + HSO4 - (a = 1)

HSO4 - H + + SO4 - (a 1)

2) Взаимодействие с Me:

a) Разбавленная серная кислота:

· Образует соответствующие соли с Me, стоящими в ряду напряжений левее водорода (кроме Pb):

H 2 SO 4 + Fe = FeSO 4 + H 2

· Вытесняет летучие кислоты из их солей:

H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl

· Вытесняет более слабые кислоты из их солей:

H 2 SO 4 + Na 2 CO 3 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

· Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

H 2 SO 4 + CaO = CaSO 4 + H 2 O

· Взаимодействует с основаниями:

При нейтрализации гидроксида натрия серной кислотой возможно образование средней и кислой соли в зависимости от соотношения реагентов.

При избытке щелочи образуется средняя соль:

2NaOH (изб) + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Na + + 2OH - + 2H + + SO 4 2- = 2Nа + + SO 4 2- + 2H 2 O

При избытке кислоты образуется кислая соль:

NaOH + H 2 SO 4 (изб) = NaHSO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

Na + + OH - + H + + HSO 4 - = Nа + + HSO 4 - + 2H 2 O

При реакции гидроксида алюминия с серной кислотой возможно образование средней и основной солей, так как Al(OH)3 - слабое основание, а H 2 SO 4 - сильная кислота. Это зависит от соотношения компонентов.

При избытке серной кислоты образуется средняя соль:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 (изб) = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Al(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Al +3 + 3SO 4 2- + 6H 2 O

При соотношении 1 моль Al(OH)3 на 1 моль H 2 SO 4 получается одноосновная соль:

Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = Al(OH)SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2- = Al(OH) 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O

При соотношении 2 моль Al(OH)3 на 1 моль H 2 SO 4 получается двухосновная соль:

2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 = 2 SO 4 + 2H 2 O

Полное ионное уравнение:

2Al(OH) 3 + 2H + + SO 4 2- = 2 + + SO 4 2- + 2H 2 O

b) Концентрированная серная кислота - сильный окислитель: при взаимодействии с:

· Неактивными Me - восстанавливается до SO 2:

2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

· Щелочноземельными Ме и магнием - до S:

3Mg + 4H 2 SO 4 = 3MgSO 4 + S + 4H 2 O

· Щелочными Ме и цинком - до H 2 S:

8Na + 5H 2 SO 4 = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Al, Fe и Cr пассивируются (становятся неактивными благодаря образованию защитной плёнки) концентрированной серной кислотой на холоде (поэтому H 2 SO 4 с концентрацией выше 75% перевозят в железной таре), однако при нагревании окисляются ей же с образованием сульфатов этих металлов.

Окислительная сила разбавленной и концентрированной кислот различна:

a) В реакциях с разбавленной серной кислоты с металлами Ме является восстановителем, а кислота (точнее, водород) - окислителем:

Mg + H 2 SO 4 (разб) = MgSO 4 + H 2

b) В реакциях с концентрированной серной кислоты с металлами Ме является восстановителем, а кислота (точнее, сера) - окислителем:

Mg + 2H 2 SO 4 (конц) = MgSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3) Взаимодействие с НеМе: окисляет неметалл до кислоты в высшей степени окисления или до оксида (если кислота неустойчива), сама восстанавливается до SO 2:

C + 2H 2 SO 4 (конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (конц) = 3SO 2 + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 (конц) = 5SO 2 + 2H 3 PO 4 + 2H 2 O

4) Концентрированная серная кислота окисляет многие сложные вещества:

2KBr + 2H 2 SO 4 (конц) = SO 2 + Br 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

8KI + 5H 2 SO 4 (конц) = H 2 S + 4I 2 + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O

H 2 S + H 2 SO 4 (конц) = SO 2 + S + H 2 O

5) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H 2 SO 4 + 2NaOH (изб) = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 (конц) + NaOH = NaHSO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 = ZnSO 4 + 2H 2 O

6) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

7) Вступает в обменные реакции со средними, кислыми и основными солями, если образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество:

CaCO 3 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + CO 2 + H 2 O

NaHCO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

(CuOH) 2 CO 3 + 2H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + CO 2 + 3H 2 O

8) Может превращать средние соли в кислые (или кислые в более кислые):

CaSO 4 + H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2

CaHPO 4 + H 2 SO 4 = Ca(H 2 PO 4) 2 + CaSO 4

9) 100%-ная серная кислота обугливает органические вещества:

C 12 H 22 O 11(тв) + H 2 SO 4 = 12C (тв) + H 2 SO 4 *11H 2 O

10) Качественная реакция на сульфаты и серную кислоту:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCL

(образование белого нерастворимого в кислотах осадка сульфата бария)

3. Селен

Селен - химический элемент 16-й группы, 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium).

Атом

Порядковый № 34, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Физические свойства

Хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета

Аллотропные модификации

Твёрдый селен имеет несколько аллотропных модификаций:

1) Серый селен (г-Se, «металлический селен») -- наиболее устойчивая модификация с гексагональной кристаллической решёткой

2) Красный кристаллический селен -- три моноклинные модификации: оранжево-красный б-Se, тёмно-красный в-Se, красный г-Se

3) Красный аморфный селен

4) Чёрный стекловидный селен

При нагревании серого селена он даёт серый же расплав, а при дальнейшем нагревании испаряется с образованием коричневых паров. При резком охлаждении паров селен конденсируется в виде красной аллотропной модификации.

Нахождение в природе

Содержание селена в земной коре -- около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi 2 (Se, S) 3 , хастит CoSe 2 , платинит PbBi 2 (S, Se) 3 , ассоциирующие с различными сульфидами. Изредка встречается самородный селен

Получение селена

Значительные количества селена получают из шлама медно-электролитных производств, в котором селен присутствует в виде селенида серебра. Применяют несколько способов получения:

1) окислительный обжиг с возгонкой SeO 2 ;

2) нагревание шлама с концентрированной серной кислотой, окисление соединений селена до SeO 2 с его последующей возгонкой;

3) окислительное спекание с содой, конверсия полученной смеси соединений селена до соединений Se(IV) и их восстановление до элементарного селена действием SO 2 .

Химические свойства

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления?2 (H 2 Se), +4 (SeO 2) и +6 (H 2 SeO 4). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) -- гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO 2 . Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO 2 , SeO 2 -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO 3), получают селеновую кислоту H 2 SeO 4 , почти такую же сильную, как и серная.

Применение

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз).

Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с V 2 O 5 применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл)

4. Теллур

Теллур -- химический элемент 16-й группы, 5-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 52; обозначается символом Te (лат. Tellurium ) .

Атом

Порядковый № 52, электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Нахождение в природе

Физические свойства

Теллур -- хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвете красно-коричневый, в парах -- золотисто-жёлтый. При нагревании приобретает пластичность. Кристаллическая решётка -- гексагональная.

Получение теллура

Основной источник -- шламы электролитического рафинирования меди и свинца. Шламы подвергают обжигу, теллур остается в огарке, который промывают соляной кислотой. Из полученного солянокислого раствора теллур выделяют, пропуская через него сернистый газ SO 2 .

Для разделения селена и теллура добавляют серную кислоту. При этом выпадает диоксид теллура ТеО 2 , а H 2 SeO 3 остается в растворе.

Из оксида ТеО 2 теллур восстанавливают углем.

Для очистки теллура от серы и селена используют его способность под действием восстановителя (Al, Zn) в щелочной среде переходить в растворимый дителлурид динатрия Na 2 Te 2:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na 2 Te 2 + 2Na

Для осаждения теллура через раствор пропускают воздух или кислород:

3Na 2 Te 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Te + 4NaOH

Для получения теллура особой чистоты его хлорируют:

Te + 2Cl2 = TeCl 4

Образующийся тетрахлорид очищают дистилляцией или ректификацией. Затем тетрахлорид гидролизуют водой:

TeCl 4 + 2H 2 O = TeO 2 + 4HCl

а образовавшийся ТеО 2 восстанавливают водородом:

TeO 2 + H 2 = Te + 2H 2 O

Химические свойства

В химических соединениях теллур проявляет степени окисления -2; +2; +4; +6. Является аналогом серы и селена, но химически менее активен, чем сера. Растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 0 C.

С кислородом образует соединения TeO, TeO 2 , TeO 3 . В виде порошка окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO 2 . При нагреве на воздухе сгорает, образуя TeO 2 -- прочное соединение, обладающее меньшей летучестью, чем сам теллур. Это свойство используется для очистки теллура от оксидов, которые восстанавливают проточным водородом при температуре 500--600°C. Диоксид теллура плохо растворим в воде, хорошо -- в кислых и щелочных растворах.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Теллур образует соединение с водородом при нагревании, легко реагирует с галогенами, взаимодействует с серой и фосфором и металлами. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой образует сульфит. Образует слабые кислоты: теллурводородную (H 2 Te), теллуристую (H 2 TeO 3) и теллуровую (H 6 TeO 6), большинство солей которых плохо растворимы в воде.

Применение

Теллур используют при производстве сплавов, термоэлектрических материалов, халькогенидных стёкол, в производстве резины.

5. Полоний

Полоний - радиоактивный химический элемент 16-й группы, 6-го периода в периодической системе Д.И. Менделеева, с атомным номером 84, обозначается символом Po (лат. Polonium)

Атом

Порядковый № 84, электронное строение:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 4 .

Валентность

Степени окисления

Электроотрицательность

Физические свойства

При нормальных условиях представляет собой мягкий металл серебристо-белого цвета.

Изотопы

Известны 33 изотопа полония в диапазоне массовых чисел от 188 до 220. Кроме того, известны 10 метастабильных возбуждённых состояний изотопов полония. Стабильных изотопов не имеет. Наиболее долгоживущие изотопы 209 Po и 208 Po.

Получение

На практике в граммовых количествах нуклид полония 210 Ро синтезируют искусственно, облучая металлический 209 Bi тепловыми нейтронами в ядерных реакторах. Получившийся 210 Bi за счёт в-распада превращается в 210 Po. При облучении того же изотопа висмута протонами по реакции

209 Bi + p > 209 Po + n

образуется самый долгоживущий изотоп полония 209 Po.

Химические свойства

Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО 2) x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро 2+ розового цвета:

Po + 2HCl = PoCl 2 + H 2

При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Po + Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 Po

который при комнатной температуре находится в жидком состоянии (от?36,1 до 35,3 °C)

В индикаторных количествах получены кислотный триоксид полония РоО 3 и соли полониевой кислоты, не существующей в свободном состоянии -- полонаты К 2 РоО 4 . Образует галогениды состава PoX 2 , PoX 4 и PoX 6 . Подобно теллуру полоний способен с рядом металлов образовывать химические соединения -- полониды.

Полоний является единственным химическим элементом, который при низкой температуре образует одноатомную простую кубическую кристаллическую решётку

Применение

Полоний-210 в сплавах с бериллием и бором применяется для изготовления компактных и очень мощных нейтронных источников, практически не создающих г-излучения.

Полоний-210 часто применяется для ионизации газов (в частности, воздуха).

Важной областью применения полония-210 является его использование в виде сплавов со свинцом, иттрием или самостоятельно для производства мощных и весьма компактных источников тепла для автономных установок, например, космических.

Полоний-210 может послужить в сплаве с лёгким изотопом лития (6 Li) веществом, которое способно существенно снизить критическую массу ядерного заряда и послужить своего рода ядерным детонатором

6. Ливерморий

Ливермомрий (лат. Livermorium, Lv), ранее был известен как унунгемксий (лат. Ununhexium, Uuh) и эка-полоний -- 116-й химический элемент, относится к 16-й группе и 7-му периоду периодической системы, атомный номер -- 116, атомная масса наиболее устойчивого изотопа -- 293. Искусственно синтезированный радиоактивный элемент, в природе не встречается.

Атом

Порядковый № 116, электронное строение:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 6 7s 2 6d 10 5f 14 7p 4 .

Валентность

Изотопы

Получение

Изотопы ливермория были получены в результате ядерных реакций:

а также в результате б-распада 294 Uuo:

Химические свойства

Ливерморий является представителем группы халькогенов, где он следует после полония. Однако химические свойства ливермория будут существенно отличаться от свойств полония, поэтому разделить эти элементы не составит труда.

Предполагается, что основной и наиболее устойчивой степенью окисления для ливермория будет +2. Ливерморий будет образовывать оксид ливермория с кислородом (LvO), галогениды LvHal 2 .

Со фтором или в более жёстких условиях ливерморий также сможет проявлять степень окисления +4 (LvF 4). Такую степень окисления ливерморий может проявлять как в катионах, так и образовывать, подобно полонию, ливерморовую кислоту или её соли -- ливермориты (или ливермораты), например K 2 LvO 3 -- например, ливерморит калия.

Ливермориты, а также другие соединения ливермория со степенью окисления +4 будут проявлять сильные окислительные свойства, подобные перманганатам. В отличие от более лёгких элементов, предполагается, что степень окисления +6 для ливермория будет, вероятно, невозможна из-за крайне высокой необходимой энергии на распаривание 7s 2 электронной оболочки, поэтому высшая степень окисления ливермория будет равна +4.

С сильными восстановителями (щелочные металлы или щелочноземельные металлы) возможна также степень окисления?2 (например, соединение CaLv будет называться ливерморидом кальция). Однако ливермориды будут очень неустойчивыми, и проявлять сильные восстановительные свойства, поскольку образование аниона Lv 2- и включение двух дополнительных электронов невыгодно основной оболочке 7p-электронов, а предполагаемая химия ливермория делает намного выгоднее образование катионов, чем анионов.

С водородом предполагается образование гидрида H 2 Lv, который будет называться ливермороводородом. Для ливермороводорода ожидаются весьма интересные свойства, например, предполагается возможность «сверхгибридизации» -- невовлечённые 7s 2 электронные облака ливермория смогут образовать дополнительную взаимную связь между собой, и такая связь будет несколько напоминать водородную связь, поэтому свойства ливермороводорода могут отличаться от свойств халькогеноводородов более лёгких аналогов. Ливермороводород, несмотря на то, что ливерморий будет однозначно металлом, не будет повторять свойств гидридов металлов в полной мере и будет сохранять в значительной степени ковалентный характер.

Подобные документы

Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.

презентация , добавлен 23.04.2014

Общая характеристика элементов І группы, их химические и физические свойства, история открытия и особенности способов получения. Литий и его соединения. Закономерности в строении атомов щелочных металлов. Правила хранения некоторых элементов этой группы.

презентация , добавлен 30.11.2012

Характеристика азота – элемента 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. Менделеева. Особенности получения и применения азота. Физические и химические свойства элемента. Применение азота, его значение в жизни человека.

презентация , добавлен 26.12.2011

Знакомство с основными химическими элементами, представленными в периодической системе Д. Менделеева. Рассмотрение классификации биогенных элементов. Микроэлементы как биологически активные атомы центров ферментов. Характеристика свойств s-элементов.

презентация , добавлен 00.00.0000

Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д.И. Менделеевым. Поиск функциональных соответствий между индивидуальными свойствами элементов и их атомными весами. Периоды, группы, подгруппы Периодической системы.

реферат , добавлен 21.11.2009

Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

учебное пособие , добавлен 03.02.2011

История открытия и место в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева галогенов: фтора, хлора, брома, йода и астата. Химические и физические свойства элементов, их применение. Распространённость элементов и получение простых веществ.

презентация , добавлен 13.03.2014

Изучение понятия и основных свойств галогенов - химических элементов (фтор, хлор, бром, йод и астат), составляющих главную подгруппу VII группы периодической системы Д.И. Менделеева. Положительное и отрицательное влияние галогенов на организм человека.

презентация , добавлен 20.10.2011

Физические и химические свойства галогенов, их положение в Периодической таблице элементов Менделеева. Основные источники и биологическое значение хлора, брома, иода, фтора. Нахождение галогенов в природе, их получение и промышленное использование.

презентация , добавлен 01.12.2014

Металлы. Методы получения металлов. Химические свойства металлов. Характеристика металлов главной подгруппы I группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий. Переходные металлы

Свойства элементов 6 группы главной подгруппы. Общая характеристика элементов VI A подгруппы

Радиус иона

Ar

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Подобные документы