Презентация на тему Химия элементов 16 (VIA) группы

16-00
ЭКЗАМЕН (в K2 в 9-00)
ХЕБО-13-16 13 января 2017

ПЕРЕСДАЧА: 30 января в K2 в 9-00

характеристика халькогенов. Свойства простых веществ.
2. Соединения халькогенов с водородом.

1

Лекция 3

- рождать
ύξός – кислый
γεννάω - рождать
sērum - сыворотка
Σεληνη -

Tellus - Земля

Лекция 14

2

I. Химия халькогенов

Строение атома (электронное).
1.2 . Физико-химические свойства простых веществ.
1.3.

(валентные подуровни).
XVI (VIA)
O, S, Se, Te, Po
ns2np4

Степени окисления: все

Простые вещества – достаточно сильные окислители!
Простые вещества – неметаллы (кроме Po и Lv)!

До завершения подуровня не хватает ⇒ склонность отдавать электроны
двух электронов

Характерные степени окисления:
O: -II, -I, 0, (+II)
S: -II, 0, +IV, +VI
Se: -II, 0, +IV, +VI
Te: -II, 0, +II, +IV, +VI
Po: 0, +II, +IV

Общая характеристика
S8
tпл = 119.3 oC
d = 2.07 г/см3
O2
tк =

Se
tпл = 217 oC
d = 4.79 г/см3

Te
tпл = 449.8 oC
d = 6.25 г/см3

Po
tпл = 254 oC
d = 9.32 г/см3

Период полураспада – 102 года.

Общая характеристика
Aллотропия и полиморфизм
Аллотропия – явление существования химического элемента
в

O2

O3

кислород

озон

Аллотропные модификации - разные соединения, разные вещества.
⇩
Обладают разными физико-химическими и химическими свойствами.

двух или более веществ с разной кристаллической
структурой.
Полиморфные модификации -

1.2. Физико-химические свойства простых веществ

II. Химия халькогенов. Общая характеристика.

Aллотропия и полиморфизм

S8

S8

ромбическая сера

моноклинная сера

Общая характеристика
Aллотропия и полиморфизм
S8 и Sn (пластическая сера) –

S8

Sn

ромбическая сера

пластическая сера

Общая характеристика
Электроотрицательность – условная величина, характеризующая относительную способность атома

общие для всех элементов групп
A). Окислительные свойства простых веществ
окисление

Б). Восстановительные свойства простых веществ (S, Se, Te)

(с воспламенением)

(с воспламенением)

Te)
H2Э + H2O ⮀ HЭ- + H3O+
II. Химия халькогенов.

1.3. Химические свойства, общие для всех элементов групп

Г). Кислотные свойства оксидов (S, Se, Te)

ЭO2 + 2NaOH = Na2ЭO3 + H2O
ЭO3 + 2NaOH = Na2ЭO4 + H2O

вниз по группе усиливаются восстановительные свойства
Лекция 3
12
1.4. Различия в

II. Химия халькогенов. Общая характеристика

6,7 периоды: наличие заполнен-ных f-орбиталей (для p-элементов)

халькогенов. Общая характеристика
A). Очень высокая окислительная способность кислорода
окисление металлов:
окисление

окисление органических веществ:

C2H5OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

(в чистом (особенно жидком) кислороде реакции часто идут со взрывом!)

халькогенов. Общая характеристика
Б). Увеличение восстановительных свойств простых веществ

O2 + HNO3 ≠

6HNO3 + S = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S (Se) + H2O ≠

Te + 2H2O = TeO2 + 2H2



Po + 2HCl = PoCl2 + H2↑

SO2 + SeO2 = SO3 + Se↓

t

100-160 oC

Общая характеристика
А). С водой и кислотами - неокислителями не

Б). Реагируют c растворами щелочей

S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

Na2S + (n-1)S = Na2Sn

Na2SO3 + S = Na2SO3S

сульфид
натрия

сульфит
натрия

полисульфид
натрия

тиосульфат
натрия

t

t

t

В). Окисляются кислородом воздуха при нагревании

Г). Реагируют с галогенами (кроме O2)

S + Cl2 = S2Cl2↑

S + 3F2 = SF6↑

t

характеристика
КИСЛОРОД: 47.2% – самый распространённый на Земле элемент!
В атмосферном

характеристика
СЕРА: 0.05%
Встречается в самородном виде. В виде соединений –

САМОРОДНАЯ СЕРА

ПИРИТ (FeS2)

ГИПС (CaSO4⋅2H2O)
(«розы пустыни»)

характеристика
СЕЛЕН: 6.0·10-5 %, редкий элемент, в рассеянном виде.
Собственные минералы

САМОРОДНЫЙ СЕЛЕН

САМОРОДНЫЙ ТЕЛЛУР

öζω - пахну

Современные методы получения:
В тлеющем электрическом разряде (в

1.6. Получение

II. Химия халькогенов. Общая характеристика

Образуется при грозовых разрядах, в процессах с образованием
атомарного кислорода (разложение перекисей, окисление фосфора,
электролиз кислородсодержащих кислот и т.д.).

Озон – сильнейший яд!
ПДК = 10-5 % (~0.1 мл/м3)

с древнейших времён.

Современные методы получения:
Промышленные методы:
1. выплавка самородной серы;
2. из сероводорода

Йёнсом Якобом Берцелиусом в 1817 г. в шламах сернокислотного

t

Марией Склодовской-Кюри и Пьером Кюри в 1898 г. в

t

98 % мирового производства полония приходится на Россию.

дыхание растений и животных
● металлургия
● сварка и резка металлов
●

[He]2s22p6 донор
H+I 1s0

Гибридизации нет!

угол HOH равен 105о

угол HЭH равен 90о

В образовании связи участвуют
только p-орбитали атома серы

немонотонности-
водородные связи между
молекулами H2O.
Дальнейший монотонный рост-
результат увеличения размера
молекул H2Э

Температура кипения

H2Э(ж) → H2Hal(г)

Чем сильнее взаимодействие
между молекулами жидкости,
тем выше температура кипения.

Tкип ,оС

H2O

H2S

H2Se

H2Te

Халькогеноводороды – бесцветные газы
с очень неприятным запахом.

промышленных газов
2. Лабораторные методы:
FeS2 + 2HCl = FeCl2

Лекция 14

27

В. Получение.

II. Химия халькогенов. Водородные соединения

t

.Протолиз:
H2Э + H2O ⮀ HЭ- + H3O+
HЭ- + H2O

Вода – универсальный растворитель.
Вода – амфолит:

H2O + H2O ⮀ H3O+ + OH- автопротолиз воды

Kw = [H3O+][OH-] = 10-14 [H3O+] = [OH-] = 10-7
pH = -lg[H3O+] = -lg(10-7) = 7

H2S, H2Se, H2Te – слабые кислоты:

H2S

H2Se

H2Te

Kк1

Kк1

1.1∙10-7

1.2∙10-13

1.6∙10-4

1.0∙10-11

2.3∙10-3

6.8∙10-13

соединения
2). Сильные восстановительные свойства (кроме H2O):
H2S + O2 =

Восстановительные свойства

Халькогеноводороды – сильнейшие яды!

S = FeS прямой синтез из элементов
2Al + 3H2S

Б. Растворимость

Разделение катионов металлов (сульфидный метод)

t

1000 oC

1000 oC

концентрацию сероводорода в насыщенном растворе
при 0 оС, если его

Задача 2.

Рассчитайте молярную концентрацию сероводорода в насыщенном растворе
при 20 оС, если его растворимость составляет 258 мл / 100 г H2O.

Задача 3.

Рассчитайте молярную концентрацию сульфид-ионов в насыщенном растворе
сероводорода при 20 оС и pH этого раствора.

Задача 4.

Рассчитайте молярную концентрацию сульфид-ионов в насыщенном растворе
сероводорода при 20 оС, если pH раствора равен 1.

Задача 5.

Определите, выпадет ли осадок сульфида марганца при насыщении раствора
MnSO4 сероводородом при 20 оС.

2Na+ + S2-
S2- + H2O ⮀ HS- + OH- pH

Г. Восстановительные свойства

2KMnO4 + 4H2O + 3K2S = 2MnO2↓ + 3S↓ + 8KOH
CuS(т) + 8HNO3(конц) = CuSO4 + 8NO2↑ + 4H2O

t

t

полисульфиды.
H2Sn n

H2S5 - пентасульфан

A. Получение

Na2S + (n-1)S = Na2Sn; Na2Sn + 2HCl(р) = H2Sn + 2NaCl
SnCl2(ж) + 2H2S(ж) = 2HCl(г) + H2Sn+2(ж)

Б. Химические свойства

1). При нагревании и хранении разлагаются:

H2Sn = H2S + (n-1)S↓

2). Окислительные свойства:

SnS + Na2Sn = Na2[SnS3] + (n-2)S↓

Жёлтые жидкости с удушливым запахом

3). Восстановительные свойства:

14HNO3(конц) + H2S2 = 2H2SO4 + 14NO2↑ + 6H2O

t

Строение и физико-химические свойства.
Бесцветная вязкая жидкость.
d = 1.44 г/см3;

Окисление гидрохинонов кислородом воздуха:





2). Электролиз

Окислительные свойства:
3). Восстановительные свойства:
3H2O2 + KI = KIO3 +

2KMnO4 + 6H3O+ + 5H2O2 = 5O2↑ + 2Mn2+ + 2K+ + 14H2O

PbO2(т) + H2O2 + 2H3O+ = Pb2+ + 4H2O + O2

PbO2(т) + H2O2 + OH- = [Pb(OH)3]- + O2

В кислой среде: H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O φo = +1.76 В
В щелочной среде: H2O2 + 2ē = 2OH- φo = +0.94 В

В кислой среде: H2O2 + 2H+ - 2ē = O2 + 2H+ φo = +0.69 В
В щелочной среде: H2O2 + 2OH- - 2e = O2 + 2H2O φo = -0.13 В

1). Протолиз:

H2O2 + H2O = HO2- + H3O+ слабая кислота (Кк = 2.38∙10-12)

ЭO2. Кислоты H2ЭO3.
А. Строение и физико-химические свойства
S+IV [Ne]3s23p0 акцептор
O-II [He]2s22p6

незавершённый треугольник

H2O ⮀ SO2∙H2O

SO2 ∙H2O + H2O ⮀ HSO3- +

По правилу Поллинга:
NO – NH = 3 – 2 = 1
⇩
cлабые кислоты

II. Химия халькогенов. Оксиды ЭO2

сернистая кислота

гидросульфит-ион

селенистая
кислота

2). Кислотные свойства:

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

SO2 + H2O + Na2SO3 = 2NaHSO3

сульфит натрия

гидросульфит натрия

TeO2 в воде практически нерастворим

TeO2 – амфотерен!

ЭO2
S+IV [Ne]3s23p0 акцептор
O-II [He]2s22p6 донор
O-II
незавершённый тетраэдр
таутомерные формы

халькогенов. Оксиды ЭO2
5SO2 + 2H2O + 2KMnO4 = 2H2SO4

4). Окислительные свойства:

SO2 + 2H2 = S + 2H2O

SO2 + H2S = S + H2O

В реакциях с сильными восстановителями

Аналогичные свойства проявляют сернистая кислота и её соли:

5Na2SO3 + 6H3O+ + 2KMnO4 = 5Na2SO4 + 2Mn2+ + 2K+ + 9H2O
2SO2∙H2O + Zn = ZnS2O4 + 2H2O

дитионит
цинка

акцептор
O-II [He]2s22p6 донор
А. Строение и физико-химические свойства
O-II
правильный треугольник

промышленности:

2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q (95.6 кДж/моль)

Катализаторы: Pt,

t

t

400-620 oC, кат.

t

Взаимодействие с водой:
SO3 + H2O = H2SO4 + Q

серная кислота

селеновая кислота

олеум

1). Термическое разложение:

ЭO3 = ЭO2 + O2

t

Температура разложения, oC:
SO3 ~450
SeO3 ~240
TeO3 ~360

(продолжение)
3). Кислотные свойства:
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
TeO3

4). Окислительные свойства:

2SO3 + C = CO2 + SO2
2SO3 + 2HCl = SO2↑+ Cl2↑ + H2SO4
2SO3 + 8HI = H2S + 4I2 + 3H2O
SeO3 + 2HCl = H2SeO3 + Cl2

Смеси SeO3 с органическими веществами взрываются!

t

Сильные окислители

SO3 < SeO3 > TeO3
окислительная способность

0 oC

0 oC

Строение и физико-химические свойства
S+VI [Ne]3s03p0 акцептор
O-II [He]2s22p6 донор
O-II
O-II
H2SO4 –

Камерный метод (башенный, нитрозный).
I. 2FeS2 + 11O2 = Fe2O3 +

t

t

Контактный метод.
I. 2FeS2 + 11O2 = Fe2O3 + 4SO2↑ обжиг

олеум

Купоросный метод
FeSO4∙7H2O = FeSO4 + 7H2O↑
2FeSO4 = Fe2O3 +

t

t

В. Получение H2SеO4 и H2TеO4

Se + 3Cl2 + 4H2O = H2SеO4 + 6HCl
H2SeO3 + H2O2 = H2SeO4 + H2O

Протолиз:
H2ЭO4 + 2H2O = SO42- + 2H3O+
HЭO4- + H2O

сильные кислоты

2). Кислотные свойства:

H2SO4(р) + Zn = ZnSO4 + H2
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4) 3+ 3H2O

в разбавленном виде –
кислоты-неокислители.

Окислительные свойства:
2H2SO4(конц) + Cu = CuSO4 + SO2↑ +

В концентрированном виде – сильные окислители!

Окислительная способность: H2SO4 < H2SeO4 > H2TeO4

t

6H2SеO4(конц) + 2Au = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O

4). Водоотнимающие свойства H2SO4

H2SO4(конц) + nH2O = H2SO4∙nH2O + Q
H2SO4(конц) + C2H5OH = H2SO4∙H2O + C2H4↑
xH2SO4(конц) + Cn(H2O)m = nC + xH2SO4∙(H2O)m/x

обугливание органических соединений
(дегидратация)

полисерные кислоты
А. Строение и физико-химические свойства
H2SnO3n+1
полисерные кислоты -
бесцветные

полисульфаты – бесцветные
кристаллические вещества

H2S2O7 – дисерная (пиросерная) кислота

K2S2O7 – дисульфат (пиросульфат калия)

и дисульфаты
H2SO4(конц) + SO3 = H2S2O7
2KHSO3 = K2S2O7 +

В. Химические свойства

H2S2O7 + H2O = 2H2SO4
K2S2O7 + H2O = 2KHSO3

1). В водных растворах:

свойства в водных растворах
идентичны свойствам H2SO4 и KHSO3

2). В твёрдом виде:

Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + Al2(SO4)3
Cr2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + Cr2(SO4)3

перевод инертных оксидов
в растворимое состояние

t

t

t

ЭЛЕМЕНТОВ
16 (VIA) группы
Лектор: доц., к.х.н. Дорохов Андрей Викторович

и тиосульфаты
А. Строение и физико-химические свойства
Б. Получение
HSO3Cl + H2S

эфир

-78 оС

t

бесцветная маслянистая жидкость

бесцветные кристаллические вещества

разложение
2). Раложение в кислой среде
H2SO3S = SO2↑ + S↓

SO3S2- + 2H3O+ = SO2↑ + S↓ + 3H2O

3). Восстановительные свойства

SO3S2- + I2 = S4O62- + 2I-

SO3S2- + 4Cl2 + 5H2O = 2SO42- + 10H+ + 8Cl-

тетратионат-
ион

при действии слабых окислителей

при действии сильных окислителей

t

свойства
AgI (т) + 3SO3S2- = [Ag(SO3S)2]3- + I-

3). Окислительные свойства

3SO3S2- + 8Al + 14OH- + 9H2O = 6S2- + 8[Al(OH)4]-

при действии сильных восстановителей

и политионаты
А. Строение и физико-химические свойства
политионовые кислоты -
желтовато-зелёные

политионаты – бесцветные
кристаллические вещества

H2S2+xO6

= H2S2+xO6
эфир
-78 оС
MnO2 + 2SO2 = MnS2O6
SO3S2-

2Na2SO3S + SCl2 = Na2S5O6 + 2NaCl

2Na2SO3S + H2O2 = Na2S3O6 + Na2SO4 + 3H2O

Na2SO4 + SO2↑
1). Термическое разложение
Na2S2+xO6 = Na2SO4 + SO2

2). Восстановительные свойства

S2O62- + 2H2O – 2ē = 2SO42- + 4H+

при действии сильных окислителей

S2O62- + 2ē = 2SO32-

3). Окислительные свойства

при действии сильных восстановителей

t

t

H2S2+xO6 = H2S2+x-yO6 + yS↓

t

H2S2+xO6 = H2SO4 + SO2 + xS↓

медленное разложение при хранении

и физико-химические свойства
пероксомоносерная кислота
(кислота Каро)
пероксодисерная кислота
Бесцветные кристаллические вещества. H2SO5

H2SO5

H2S2O6(O2)

+ 2ē = H2 + 2H2O
анод: 2SO42-

электролиз серной кислоты или сульфатов

HSO3Cl + H2O2(безводн.) = H2SO5 + HCl
K2S2O8 + H2O + H2SO4(конц) = H2SO5 + 2KHSO4

с водой
H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2
H2SO5 +

1). Термическое разложение

2). Протолиз

H2S2O8 + 2H2O = S2O82- + 2H3O+
H2SO5 + H2O = HSO5- + H3O+

t

t

на холоду

Окислительные свойства
5K2S2O8 + 2MnSO4 + 8H2O = 2KMnO4 +

Ag+

S2O82- + 2ē = 2SO42- Eo = 2.01 В >> 1В ? очень сильный окислитель!