VI группа главная подгруппа периодической таблицы Менделеева (кислород, сера)Навигация по записи

К элементам основной подгруппы группы VI периодической таблицы Менделеева относятся:

• Кислород или
• Сера С
• Селен Se
• Теллур Те
• Полоний По

Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы

От O до Po (сверху вниз по периодической таблице)

Растет

• атомное радио
• металлическими, основными, восстановительными свойствами,

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизации,
• электронная привязанность.

Электронные конфигурации этих элементов аналогичны, все они содержат 6 электронов во внешней оболочке ns2np4:

ИЛИ – 2с2 2п4;

С, 3с23п4;

Se — ​​4s2 4p4;

Ре – 5с2 5п4;

По-6с2 6п4

Электронная структура кислорода и серы

Нахождение в природе кислорода и серы

Кислород является самым распространенным элементом в земной коре. Он в основном содержится в силикатах и ​​составляет около 47 % массы твердой земной коры. В воде содержится большое количество связанного кислорода: 85,82 % по массе. Кроме того, кислород содержится более чем в 1500 соединениях земной коры. В атмосфере доля свободного кислорода составляет 20,95 % по объему и 23,10 % по массе.

Сера встречается в виде самородной серы, сульфатов (CaSO4∙2H2O, CaSO4∙H2O, Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O), сульфидов (FeS2, CuS, CuFeS2, PbS, ZnS, HgS) и в промышленных газах.

Самородная сера встречается в местах вулканической активности вместе с сернистыми фумаролами и сернистыми водами (с содержанием > 25 %).

Аллотропные модификации серы

Кислород

Способы получения кислорода

В природе

Кислород образуется при фотосинтезе:

mCO2 + nH2O mO2 + См(H2O)n

Отраслевой путь

• Разделение жидкого воздуха на O2 и N2 (ректификация);

• электролиз воды:

2Н2О 2Н2 + О2

Лабораторный метод

• термическое окислительно-восстановительное разложение солей:

2KSlO3 = 3O2 + 2KCI

2KMpO4 = O2 + MnO2 + K2MpO4

2KNO3 = О2 + 2KNO2

2Cu(NO3)O2 = O2 + 4NO2 + 2CuO

2AgNO3 = О2 + 2NO2 + 2Ag

2H2O2 = 2H2O + O2 (кт - MnO2)

2HgO = 2Hg + O2

• Для автономного дыхания кислород получают в герметичных помещениях и в аппаратах по реакции:

2Na2O2 + 2СО2 = О2 + 2Na2CO3

Физические свойства кислорода

При нормальных условиях молекулярный кислород О2 представляет собой бесцветный газ без запаха и вкуса, мало растворимый в воде.

При сильном охлаждении под давлением превращается в бледно-голубую жидкость с Ткип = -183°С. В = -219 °С образует голубовато-голубые кристаллы.

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель, по химической активности уступающий только фтору.

Вступает во взаимодействие со всеми элементами, кроме инертных газов (He, Ne и Ag). Реагирует со многими простыми веществами непосредственно при нормальных условиях или при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal2, благородных газов).

Большинство реакций с участием О2 экзотермические, часто сопровождающиеся горением, иногда взрывом.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

• Кислород взаимодействует с металлами с образованием оксидов металлов:

Me + O2 = оксиды MexOy

• В результате реакций с щелочными металлами образуются различные кислородсодержащие продукты:

4Li + O2 = 2Li2O оксид лития

2Na + O2 = пероксид натрия Na2O2

K + O2 = KO2 супероксид калия

• С железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (Fe2O3*FeO)

• С марганцем образуется диоксид марганца:

Мп + О2 = МnО2

С не металлами

При взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды, со степенью окисления кислорода 2:

Si + O2 = SiO2 (t=400-5000С)

С + О2(экс) = СО2; С + О2 (неделя) = СО

N2 + O2 = 2NO - Q

S + О2 = SO2;

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Окисление сложных веществ

Горящие сульфиды

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Горение соединений водорода

4HI + O2 = 2I2 + 2H2O

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О

Окисление оксидов

Кислород окисляет элементы, входящие в состав оксида, до более высокой степени окисления:

4FeO + О2 = 2Fe2O3

2SO2 + О2 = 2SO3

4NO2 + О2 + 2H2O = 4HNO3

Окисление гидроксидов и солей

Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO2 + О2 = 2HNO3

4Fe(ОН)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(ОН)3

Окисление аммиака

В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора - оксид азота (II):

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Окисление фосфина

Самовозгорание на воздухе:

2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O

Окисление силана

На воздухе самовозгорается (часто со взрывом) с образованием SiO2 и H2O:

SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O

Окисление органических веществ

• Все органические соединения сгорают, полностью окисляясь кислородом воздуха:

CxHy + O2 = CO2 + H2O

Продукты окисления различных элементов, входящих в состав молекул органических соединений:

С СО2

Н Н2О

Хал хал2

NN2

Р P2O5

SSO2

Например:

2С2Н5 + 4О2 = 4СО2 + 5Н2О

C2H5Cl + 3O2 = 2CO2 + 2H2O + HCl

2C2H5NH2 + 8,5O2 = 4CO2 + 7H2O + N2

Помимо горения возможны также реакции парциального окисления:

• каталитическое окисление алканов с образованием спиртов или кислот:

СН3-СН2-СН2-СН3 + 3О2 2СН3-СООН + 2Н2О

• каталитическое окисление алкенов с образованием этиленоксида:

• окисление первичных спиртов в альдегиды, вторичных - в кетоны:

• окисление альдегидов до кислот:

Сера

Способы получения серы

Отраслевой путь

• Добыча самородной серы из ее месторождений или вулканов
• Получение серы из сернистых руд пароводяным, фильтрационным, термическим, центробежным и экстракционным методами.
• Переработка природных газов, содержащих H2S, и их окисление при недостатке О2.

Лабораторный метод

• Взаимодействие SO2 и H2S в водном растворе:

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

• Неполное окисление сероводорода:

2H2S + SO2 3S + 2H2O

Физические свойства серы

Сера представляет собой хрупкое твердое вещество желтого цвета. Не смачивается водой и практически не растворяется в ней. Имеет несколько аллотропных модификаций. См аллотропные модификации серы.

Химические свойства серы

При обычных температуре и давлении химическая активность серы мала. При нагревании сера достаточно активна и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в таблице Менделеева, и свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и справа в таблице Менделеева.

Сера не взаимодействует непосредственно с азотом и йодом.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):

С + О2SO2

В присутствии катализаторов:

2S + 3O2 = 2SO3

С водородом

Сера реагирует с водородом при нагревании с образованием сероводорода:

S+H2H2S

С галогенами

При взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода, образуются галогениды:

S + Cl2 SCl2 (S2Cl2)

S+3F2SF6

С фосфором

Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидов фосфора

2П+3С П2С3

2П+5С П2С5

С углеродом

При реакции серы с углеродом образуется сероуглерод:

2S+CCS2

С металлами

При взаимодействии с металлами сера выступает как окислитель, образуя сульфиды.

Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) - при нагревании:

S + FeFeS

S + HgHgS

3S + 2АлАл2С3

S + Cu = CuS

S + 2Ag = Ag2S

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Сера вступает в реакцию диспропорционирования с перегретым паром:

S + H2O (пар) 2H2S + SO2

С окислителями

В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO2 или до серной кислоты H2SO4, когда реакция протекает в растворе:

S + 2HNO3(разн.) = H2SO4 + 2NO

S + 6HNO3(конц.) H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.) 3SO2 + 2H2O

S + 2KClO3 3SO2 + 2KCl

S + K2Cr2O7 = Cr2O3 + K2SO4

С + Na2SO3 Na2S2O3

Со щелочами

При взаимодействии со щелочами сера непропорциональна сульфиту и сульфиду:

S + NaOH Na2SO3 + Na2S + H2O