VIA-группу образуют четыре неметалла: кислород, сера, селен, теллур, называемые халькогенами, и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA-группы имеют электронную формулу ns2np4. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.
7.1. Кислород и его соединения
Кислород – самый распространенный элемент земной коры. Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Возможные степени окисления кислорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Получение и свойства кислорода
Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха.
2КMnO4 →t→ К2MnO4 + MnO2 + O2
2KClO3 →t→ 2KCl + 3O2
(NaOH) + 2Н2O →электролиз раствора→ 2Н2 + O2
O2 + 2F2 = OF2
2Са + O2 = 2СаО
S + O2 = SO2
2С2Н2 + 5O2 = 4CO2+ 2Н2O
4FeS2 + 11O2 →t→ 2Fe2O3 + 8SO2
4NH3 + 3O2 = 6Н2O + 2N2
4NH3 + 5O2 →p, t, Pt→ 4NO + 6Н2O
Получение и свойства озона O3
3O2 →hv→ 2O3
O3 = O2 + О
KI + Н2O + O3 = I2 + 2KOH + O2
Свойства пероксида водорода
ВaO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + Н2O2 (на холоду)
2Н2O2 →MnO2→ 2Н2O + O2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Н2O2 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
2KI + H2SO4 + H2O2 = I2 + K2SO4 + 2Н2O
Н2O2 + O3 = 2O2 + Н2O
7.2. Сера и ее соединения
Характерные степени окисления серы, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Чистая сера – хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько модификаций: ромбоэдрическую и призматическую, также пластическую (аморфную). Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S8. В расплаве серы существуют молекулы S8, S6, в парах серы – молекулы S6, S4, S2.
Получение и свойства серы
FeS2 →t→ FeS + S
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
S + O2 →t→ SO2
Fe + S →t→ FeS
Hg + S = HgS
S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
Получение и свойства соединений серы(-2)
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
H2S ↔ H+ + HS¯ ↔ 2H+ + S2-
2H2S + O2 (недостаток) = 2S↓ + 2H2O
2H2S + 3O2 (избыток) →t→ 2SO2 + 2H2O
2H2S + SO2 = 3S↓ + 2H2O
H2S + I2 = S↓+ 2HI
5H2S + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5S↓ + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
3H2S + 4H2SO4 + K2Cr2O7 = 3S↓ + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O
Na2S + 2H2O ↔ NaHS + NaOH
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
3Na2S + Cr2(SO4)3 + 6H2O = 2Cr(OH)3↑ + 3H2S↑+ 3Na2SO4
Получение и свойства соединений серы(+4)
S + О2 →t→ SO2
4FeS2 + 11O2 →t→ 2Fe2O3 + 8SO2
SO2 + Н2O ↔ H2SO3 ↔ Н+ + HSO3¯ ↔ 2Н+ + SO32-
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2↑
SO2 + NaOH = NaHSO3
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2O
2SO2 + O2 →p, t, Pt → 2SO3
H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl
5SO2 + 2H2O + 2KMnO4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4
Получение и свойства соединений серы(+6)
4FeS2 + 11O2 →t→ 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 →p, t, V2O5→ 2SO3
H2O + SO3 = H2SO4
H2SO4 + SO3 = H2SO4 • SO3 = H2S2O7 (олеум)
H2S2O7 + H2O = 2H2SO4
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2
Cu + H2SO4 (разб.) ≠
H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4 • H2O + Q
Концентрированная серная кислота пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.
2Fe + 6H2SO4 (конц.) →t→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O
Cu + 2H2SO4 (конц.) →t→ CuSO4 + SO2 + 2Н2O
3Zn + 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Ca + 5H2SO4 (конц.) = 4CaSO4 + H2S + 4H2O
2H2SO4 (конц.) + S →t→ 3SO2 + H2O
2H2SO4 (конц.) + С →t→ 2SO2 + CO2 + 2H2O
8. VIIA-группa
Атомы галогенов, образующих VIIA-группу, имеют электронную конфигурацию ns2np5. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I > At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. F2 и Cl2 – газы, Br2 – жидкость, I2 – твердое вещество. С увеличением радиуса атомов галогенов растет объем их атомов и молекул, а также их поляризуемость. Это приводит к увеличению сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван дер Ваальса) и повышению температур плавления и кипения простых веществ.
HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде образуют кислоты (HF – слабую, HCl, HBr и HI – сильные). В HF имеются сильные водородные связи. В ряду HCl – HBr – HI сила кислот несколько увеличивается в связи с увеличением поляризуемости молекул, пропорциональной их объему.
Электронная формула атома водорода 1s1. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s2. Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA-группе.
8.1. Водород и его соединения
Водород – наиболее распространенный элемент во Вселенной. Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Возможные степени окисления водорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
CH4 + 2Н2O →t, катализатор→ 4Н2 + CO2
Zn + 2HCl = ZnCl2 + Н2
(NaOH) + 2Н2O →электролиз раствора→ 2Н2 + O2
Н2 + 2Na →t→ 2NaH
Н2 + Са →t→ СаН2
2Н2 + O2 = 2Н2O
Н2 + Cl2 →hv→ 2HCl
ЗН2 + N2 →t, p, катализатор→ 2NH3
NaH + Н2O = NaOH + Н2
СаН2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2
8.2. Вода
Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.
Кислород в молекуле воды находится в состоянии sp3-гибридизации, две связи О—Н и две неподеленные пары кислорода располагаются тетраэдрически, угол между связями О—Н равен 104,5°, поэтому молекула воды полярная. Вода является хорошим растворителем для веществ с ионными или полярными связями.
2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2
Fe + 4Н2O →t→ Fe3O4 + 4Н2
Ag + Н2O ≠
Н2O + СаО = Са(OH)2
Н2O + Al2O3 ≠
N2O3 + Н2O = 2HNO2
2CuSO4 + 2Н2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4 • H2O
CuSO4 + 5H2O = CuSO4 • 5H2O
8.3. Фтор и его соединения
Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем.
F2 + Н2 = 2HF
2F2 + 2Н2O = 4HF + O2
F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2
4HF + SiO2 = SiF4↑ + 2Н2O
8.4. Хлор и его соединения
Хлор – тяжелый газ желто-зеленого цвета, с резким запахом.
2NaCl + 2Н2O →электролиз раствора→ Н2 + Cl2 + 2NaOH
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8Н2O
MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2Н2O
Cl2 + Н2 →hv→ 2HCl
CH4 + Cl2 →hv→ CH3Cl + HCl
С2Н4 + Cl2 = С2Н4Cl2
Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2
Cl2 + Н2O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)
HClO = HCl + О (атомарный кислород – окислитель)
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO +Н2O
2Cl2 + 2Са(OH)2 = CaCl2 + Са(ClO)2 + 2Н2O
Смесь CaCl2 и Са(ClO)2 – хлорная, или белильная, известь.
ЗCl2 + 6KOH →100 °C→ 5KCl + KClO3 + ЗН2O
KClO3 – хлорат калия, или бертолетова соль.
4KClO3 →400 °C→ KCl + ЗKClO4
2KClO3 →v→2KCl + 3O2
Сила кислот растет в ряду:
HClO → HClO2 → HClO3 → HClO4.
2HCl + Fe = FeCl2 + H2↑
2HCl + CuO = CuCl2 + H2O
3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
HCl + NH3 = NH4Cl
8.5. Бром, иод и их соединения
Бром – темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод – кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного – дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор → бром → иод.
2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2
2Al + ЗBr2 = 2AlBr3
2Al + 3I2 = 2AlI3
Br2 + Н2 ↔ 2HBr
I2 + Н2^ 2Ш
AgNO3 + NaBr = AgBr↓ + NaNO3
AgNO3 + NaI = AgI↓+ NaNO3
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6
10KI + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O