1 / 91

ЛЕКЦИЯ 5

ЛЕКЦИЯ 5. р -Элементы VI группы O, S, Se, Te, Po Халькогены (относящиеся к медным рудам). Атомные характеристики. Элемент O S Se Te Po Вал.эл-ны 2s 2 2p 4 3s 2 3p 4 4s 2 4p 4 5s 2 5p 4 6s 2 6p 4 R ат , нм 0.073 0.102 0.117 0.136 0.146

yasuo
Download Presentation

ЛЕКЦИЯ 5

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. ЛЕКЦИЯ 5 р-Элементы VI группы O, S, Se, Te, Po Халькогены (относящиеся к медным рудам)

  2. Атомные характеристики Элемент O S Se Te Po Вал.эл-ны 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4 Rат, нм 0.073 0.102 0.117 0.136 0.146 Иониз. , эВ 13.6 10.4 9.8 9.0 8.4 ЭО 3.5 2.5 2.4 2.1 1.76 неметаллыметаллоид О - S - Se - Te - Po Усиление металлических свойств

  3. Кислород и его соединения

  4. Природные ресурсы • Самый распространенный элемент в природе • В земной коре - 47% (песок, SiO2, глина, Na2O.Al2O3.2SiO2, горные породы, вода) • Воздух - 22% O2

  5. tпл = -229oC tкип = -183oC Молекула О2 парамагнитна Есв = 498 кДж/моль О2 = 2О при t = 2000оС О2 - сильный окис-ль, но из-за прочности связи реакции окисл-я идут при высоких t-рах 0,5O2 + 2H+ + 2e  H2O Eo = +1.23 V

  6. Получение • В промышленности: 1) из жидкого воздуха 2) электролиз воды K(-) 4H2O + 4e = 2H2 + 4OH A(+) 4OH - 4e = O2 + 2H2O • В лаборатории: 2H2O2 = (toC, MnO2) 2H2O + O2 2HgO = 2Hg + O2 2KClO3 = (toC, MnO2) KCl + 3O2

  7. Химические свойства O2 • c.о. +2, +1, -1, -2 • По реакционной способности уступает только галогенам • Образует химические соединения со всеми элементами кроме He, Ne, Ar

  8. O2 - окислитель Fe+O2(to) = FeO; S+O2(to) = SO2 CH4 + O2 (to) = CO2 + H2O O2 - восстановитель O2 + F2 = OF2

  9. Озон Газ с резким запахом В жидкой фазе - темно-синего цвета с tкип = –112oC О3 - диамагнетик Эндотермичная молекула 3O2 = 2O3 Ho = +285 кДж

  10. О3 - сильнейший окислитель 2О3 = 3О2 р-ция идет в 2 стадии: 1) O3 =O2 + O 2) O + O3 = 2O2 O3 + 2H+ + 2e  O2 + H2O Eo = +2.07 В S + O3 + H2O = H2SO4 Кач. и колич. р-ция на O3: O3 + 2KI + H2O = O2 + I2 + 2KOH

  11. Соединения кислорода Кислород образует 4 типа соединений: 1. Оксиды (О-2)( со всеми элементами) 2. Пероксиды (О2-2)(с водородом и некот. металлами,H2O2, Na2O2, BaO2, др) 3. Надпероксиды (О2-)(KO2, RbO2, CsO2) 4. Озониды (О3-) (KO3, RbO3, CsO3)

  12. Пероксид водорода (H2O2) Стехиом. валентность = 1 Электронная (связевая) вал-ть = 2 (—О — О —) Молекула сильно полярна из-за несимметричного распределения связей Н—О

  13. H2O2 - сиропообразная бледно-голубая жидкость с tкип = +150оС (из-за водородной связи между молекулами) • H2O2хороший ионизирующий растворитель H2O2----H2O2 <=> H3O2+ + HO2-

  14. с водой смешивается в любых соотношениях с образованием новых водородных связей и диссоциирует как слабая кислота H2O2 H+ + HO2 Kд = 2.1012 • Конц. раствор H2O2 - 30% • Из растворов выделяется в виде неуст. кристаллогидрата H2O2.2H2O

  15. ПолучениеH2O2 • В промышленностив две стадии: 1) электролиз H2SO4 до пероксодисерной к-ты H2S2O8 2) H2S2O8 + 2H2O = 2 H2SO4 + H2O2 • В лаборатории: BaO2 + H2SO4 =BaSO4 + H2O2

  16. Ок-вос.свойства H2O2 • 3 типа ок-вос. р-ций возможны в водных растворах: 1. O22 =1/2O2+O2 диспроп-е (-1)  (0)+(-2) 2. O22  + 2e = 2O2  восст-е (-1)  (-2) 3. O22  - 2e = O2окисление (-1)  (0) • Ок-вос.потенциалы для полуреакций: H2O2 + 2H+ + 2e  2H2O Eo = +1.77 V O2 + 2H+ + 2e  H2O2 Eo = +0.68 V

  17. Примеры • Ок-ные св-ва сильнее, чем вос-е 2H2O2 = 2H2O + O2 3H2O2 + KI = KIO3 + 3H2O ок-ль 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = вос-ль MnSO4 + K2SO4 + 8H2O + O2 Cl2 + H2O2 = 2HCl + O2

  18. Пероксидыметаллов • Это соед-я катионов щел. и щ-з. металлов с пероксид-анионом O22 Na + H2O2 2Na + O2 = Na2O2 (расплав) 2CaO2(toC) =2CaO + O2 2K2O2 + 2H2O = 4KOH + O2 2Na2O2 + 2CO2 = Na2CO3 + O2

  19. Кислород в с.о. +2, +1 • O2F2 и OF2 сильнейшие ок-ли и фторирующие агенты OF2 + H2O = O3 + O2 + HF OF2 + NaOH = H2O + O2 + NaF OF2 + Xe = XeF2 + XeOF2 • Получены и другие соединения:O3F2,O4F2,O5F2,O6F2

  20. Применение • О2 - в металлургии при получении чугуна и стали, в медицине, в качестве окислителя ракетного топлива • О3 - для обработки питьевой воды, для отбеливания бумаги • Н2О2 - для отбеливания шелка, шерсти, меха, для протравливания семян, в медицине, в аналитической химии, в качестве окислителя в реактивных двигателях торпед • Na2O2 - для регенерации воздуха в подводных лодках и на космических станциях

  21. S, Se, Te, Po

  22. ПРИРОДНЫЕ РЕСУРСЫ S - земной кларк 0,05% Вулканическая сера

  23. Самородная сера S8 - молекулы  - сера (ромбическая)  - сера (моноклинная)  - сера (неизвестная структура)

  24. Сульфаты: Na2SO4.10H2O-мирабилит СaSO4.2H2O - гибс • Сульфиды: PbS - галенит, ZnS - сфалерит, CuS - ковелин, Cu2S - халькозин, Н2S - газ • Se и Te - редкие рассеянные элементы, сопутствуют сульфидам

  25. Физические свойства S Se Te Po tпл,oC 114 221 452 254 tкип,oC 445 85 1087 962  (г/см3) 2,07 4,79 6,24 9,32

  26. В парах кипящей серы обнаружены S8 S6 S4 S2, имеющие разные цвета

  27. Se - по строению похож на серу (п/п св-ва) • Тe - серебристо-белое металлоподобное кристаллич. в-во, хрупок, легко растирается в порошок (п/п) • При высоких to-рах в виде Se2 Te2 • При низких to-рах в виде Э4, Э6,Э8 • Ро - мягкий метал серебристо-белого цвета с металлич. проводимостью

  28. Химические свойства • Степени окисления в соединениях: S Se Te Po -2-2 -2 -2 0 0 0 0 +2 +2 +2 +2 +4 +4+4+4 +6 +6 +6 -

  29. Простые вещества S, Se, Te - неметаллы; Po - метал S (Se) + H2O  Te + H2O = TeO2 + 2H2 S (Se, Te) + HCl  Po + 2HCl = PoCl2 + H2

  30. S, Se - ок-вос двойственность S - окислитель:Zn + S (to)= ZnS

  31. S - восстановитель S (Se, Te, Po) + O2 = SO2 S + F2 = SF6 Se (Te, Po) + Г2 = SeГ4 Mg + Se = MgSe O - S - Se - Te - Po восстановительная активность растет

  32. S + 6HNO3конц = H2SO4 + 6NO2 + 3H2O Se(Te)+4HNO3конц= H2SeO3+4NO2+H2O Po+8HNO3конц= Po(NO3)4+4NO2+4H2O 3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O 8Se(Te)+6KOH = K2Se + K2SeO4 + 3H2O

  33. Получение простых веществ 1) S- извлекают из пустой породы с помощью воды под давлением 2) H2S + O2недост. = S + H2O • Se и Teизвлекают из отходов сульфидных руд цветных металлов

  34. Применение простых веществ • S для получения H2SO4и вулканизации резины • Se и Te - в качестве полупроводников, выпрямителей тока и фотоэлементов

  35. Бинарные соединения

  36. Степень окисления -2 Сульфиды - H2S, Na2S, CS2 Селениды - H2Se, Na2Se, CSe2 Теллуриды - H2Te, Na2Te, CTe2 халькогениды PoH2 - очень неустойчив

  37. Получение сульфидов, селенидов, теллуридов H2 + S (Se) = H2S FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S 3Al2Э3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2Э Na2Э + 2HCl = H2Э + 2NaCl (Э = S, Se, Te)

  38. Химические свойства • H2S, H2Se, H2Te - газы с неприятным запахом, в воде слабые кислоты H2O H2S H2Se H2Te Eсв, kДж/моль 463 347 276 238 Kд 1.8.10-16 1.10-7 1.7.10-4 1.10-3 Устойчимость молекул ум-ся Сила к-т и восс-ная активность ув-ся

  39. Na Mg Al Si P S Na2S MgS Al2S3 SiS2 P2S5 - Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 NaSH Mg(SH)2 Al(SH)3 H4SiS4 H3PS4 - NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4H2SO4 основные амфотер. кислотные

  40. Пути окисления H2S, H2Se, H2Te в зависимости от условий Э - S, Se, Te H2Э Э ЭO2 ЭO42 H6TeO6

  41. Примеры 2H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S+ Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4+ 4HCl 2H2Э + O2 = 2Э + 2H2O 2H2Э + O2 (to) = 2ЭO2 + 2H2O (Э = S, Se, Te)

  42. Na2S + H2O <=> NaHS + NaOH SiS2 + 3H2O = H2SiO3 + 2H2S Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S Na2S + СS2 = Na2СS3 сульфокарбонат натрия тиокарбонат натрия

  43. PbSHgSFeS2ZnS галениткиноварьпиритбленда свинцовыйжелезный блескколчедан

  44. As2S3 Sb2S3 Bi2S3

  45. По растворимости сульфиды делят на 4 группы: 1) растворимые в воде - Na2S, K2S, Li2S, CaS, SrS, (NH4)2S и др. 2) не раств-е в воде, но растворимые в кислотах слабых окислителях (HCl, H2SO4разб.) - ZnS, FeS, MnS, La2S3и др. ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S

  46. 3) растворимые в кислотах сильных ок-лях(HNO3, H2SO4конц., HClO4конц.) - PbS, Cu2S, CuS, Bi2S3, Ag2S, MoS2 CuS+10HNO3=Cu(NO3)2+8NO2+4H2O 4) растворимые в растворах Na2S, K2S, (NH4)2S : SnS2,GeS2,SiS2,CS2,Al2S3, As2S5, As2S5, Sb2S3, Sb2S5 - сульфоангидриды As2S5 + 3Na2S = 2Na3AsS4 Na3AsS4 + HCl = NaCl + As2S5 + H2S

  47. Персульфиды (Ме2Sn) • Na2Sконц.+ (n-1)S = Na2Sn Строение персульфид ионов(S32-,S42-): S 2- S S 2- S32- S S S42- S S Окраска S22- до S92- (NH4)2Sn + 2HCl = H2Sn + 2NH4Cl H2Sn -персульфиды водорода(сульфаны) H2S2 - персульфид водорода - аналог Н2О2

  48. Химические свойства персульфидов • Персульфиды (подобно) пероксидам проявляют ок-вос двойственность, а также диспрпорционируют Na2S2+ SnS = SnS2 + Na2S 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 пирит Na2S2= Na2S+ S

  49. Применение сульфидов • Различная раствор-сть сульфидов используется для разделения и анализа химических элементов • в качестве люминофоров • пигментов полупроводников • в химических синтезах • в кожевенном производстве • с вредителями с/х культур

  50. Лекция 6 План 1. Соединения серы и ее аналогов в с.о. +4 2. Соединения серы и ее аналогов в в с.о. +6

More Related