Презентация "Халькогены"

Халькогены. Озон

«рождающие руды»

Элементы VI – А группы

1S 1

1 H

2S 2 2P 1

2

nS 2 nP 2

B

nS 2 nP 3

3

C *

nS 2 nP 4

4

nS 2 nP 5

Si *

5

N

P *

6

O *

As *

S *

F

Cl

Se *

Te *

Br

I

Ро

At

Атомы этих элементов содержат на внешнем уровне 6 электронов

O

Увеличивается атомный радиус

Ослабевают неметаллические и усиливаются металлические свойства.

+ 8

2

6

S

+ 16

2

8

6

Se

+ 34

2

8

18

6

Te

+ 52

2

8

18

18

6

O, S, Se, Te, Po

r, Э 0

O

r, Э 2–

0 ,73

S

Э.О.

1,02

Se

1,24

Te

1,17

1,70

Степени окисления

3,44

1,35

2,58

1,84

– 2, –1, 0, ( +2 )

Po

– 2, 0, +4, +6

1,64

2,55

2,07

2,10

–

– 2, 0, +4, +6

2,00

– 2, 0, +4, +6

(–3), 0, +3, (+5)

1. O 49 , 5 % ( масс. )

15. S 0,048 %

60. Se 8 ·10 –5 %

74. Te 1 ·10 –6 %

87. Po 2 ·10 –14 %

Пирит

Халькопирит

Галенит

История открытия кислорода

Кислород: 1772-1774 гг., Дж. Пристли, К. Шееле, А.Л. Лавуазье (название элемента)

Термическое разложение HgO, KNO 3 , KMnO 4 , Ag 2 CO 3 и др.

К. Шееле

Дж. Пристли

А.Л. Лавуазье

История открытия Se, Te, Po

Теллур открыл в 1782 г. Ф . Мюллер фон Райхенштайн (название дал М. Клапрот)

Ф. Мюллер фон Райхенштайн (1740-1825)

Селен открыли в 1817 г. Й.Я. Берцелиус и Ю. Ган

М. Склодовская-Кюри (1867-1934)

Полоний впервые получила в 1898 г. М. Склодовская-Кюри

М. Клапрот (1743-1817)

Й. Берцелиус (1779-1848)

Ю.Г. Ган (1745-1818)

Простые вещества

Теллур

• Аллотропия: O 2 , O 3 (озон)

S 8 (ромбич.), S 8 (монокл.) , S 6 , S 4 , S x (пластич.) , S 2

Se красн.  Se серый

Селен

Сера

Взаимодействие с водой, кислотами и щелочами

• O 2 , S (т) , Se (т) , Te (т) + H 2 O (ж) 
• 3S + 2H 2 O  2H 2 S + SO 2 ( t )
• Te + 2H 2 O  TeO 2 + 2H 2 
• Po + 2 HCl = PoCl 2 + 2H 2 
• 3S + 6NaOH = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O

(Se,Te) (диспропорционирование)

Соединения Э –2

O S Se Te (Po)

восстановит. св - ва растут

термич. устойчивость падает

• H 2 O H 2 S H 2 Se H 2 Te

 G ° , кДж/моль – 229 – 34 +16 +85

K к ( H 2 Э/ H Э – , водн . р-р) –  10 – 7  10 – 4  10 – 3

K к ( H Э – /Э 2– , водн . р-р) –  10 – 13  10 – 11  10 – 12

кислотные св - ва растут

склонность М 2 Э к гидролизу растет

Кислородные кислоты

S Se Te

IV SO 2 · n H 2 O H 2 SeO 3 H 2 TeO 3

слабые кислоты

+VI H 2 SO 4 H 2 SeO 4 H 2 TeO 4

H 6 TeO 6

сильные кислоты

слабая кислота

Соединения Э + 4

• SO 2 SeO 2 TeO 2

восст . св - ва падают

2SO 2 + SeO 2 = 2SO 3 + Se

Соединения Э + 6

• H 2 SO 4 H 2 SeO 4 H 2 TeO 4

окисл . св - ва растут

H 2 SeO 4 + 2HCl = H 2 SeO 3 + Cl 2 + H 2 O

Физические и химические свойства O 2

Кислород

• Кислород – самый распространенный элемент на Земле (49,5% масс.).
• Кислород существует в самородном виде (воздух) и входит в состав воды, горных пород и живых организмов.
• В атмосфере содержание кислорода – 23,13% масс. .

Аллотропные модификации кислорода.

???

???

Страница 1

Страница 1

Молекула кислорода

Газ без запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде.

Молекула озона

Газ с резким запахом свежести, тяжелее воздуха. Растворим в воде лучше, чем кислород.

Озон O 3

– светло-синий газ, взрывоопасен и ядовит.

В жидком состоянии – темно-голубой, в твердом – темно-фиолетовый.

Получение:

электр. разряд

3 O 2  2 O 3

Озон O 3

• O 3 – светло-синий газ, т.пл. –192,7  С, т.кип. –111,9  С , взрывоопасен и ядовит.
• В жидком состоянии – темно-голубой, в твердом – темно-фиолетовый.
• Получение:

электр . разряд

3 O 2  2 O 3

Озонаторы

Молекула O 3 полярна и диамагнитна

• Обнаружение озона:

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

• Применение: санитарная обработка питьевой воды (озонирование), отбеливание, дезинфекция и т.п.

Пероксид водорода H 2 O 2

• H 2 O 2 – бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое – светло-голубая) .

Физические свойства H 2 O и H 2 O 2

Вода

п лотность, г/см 3

Пероксид водорода

1,000 (4  С)

т .пл.,  С

0,00

1,448 (20  С)

т .кип.,  С

– 0,43

100,00

+150 (разл.)

Водородные связи:

H 2 O ··· H 2 O ··· H 2 O ··· H 2 O ··· H 2 O ···

H 2 O 2 ··· H 2 O 2 ··· H 2 O 2 ··· H 2 O 2 ··· H 2 O 2 ···

Пероксид водорода H 2 O 2

• Дисмутация в присутствии катализаторов (например MnO 2 ) :

2H 2 O 2 – 1 = 2H 2 O – 2 + O 2 0 

• Окислительные св-ва:

PbS ( т ) + 4H 2 O 2 =

= PbSO 4 (т) + 4H 2 O

цепи

Сера

 - S (ромбическая)

 95 ° С

S 8

 -S (моноклинная)

 119 ° С

t  300 °C: S 6 , S 4

200 ° С, – t 

S  ( аморфная ) «пластическая»

S ( ж )

 44 5 ° С (кипение)

S 8 – 54%

S 6 – 37%

S 4 – 5%

S 2 – 4%

S ( г )

1500 °С 

S 1

Шкала степеней окисления серы

+VI

SO 3 , SO 4 2  , HSO 4  , H 2 SO 4 , K 2 SO 4 , SF 6 , SCl 2 O 2

SO 2 , SO 3 2  , HSO 3  , SO 2 · n H 2 O, Na 2 SO 3 , SF 4 , SCl 4 , SCl 2 O

+IV

0

S (S 8 , S x , S 6 , S 4 , S 2 , S 0 )

 I

Na 2 S 2 , FeS 2

 II

S 2  , HS  , H 2 S, Na 2 S, CS 2

Металлы

Сера: химические свойства

H 2 S

SF 4 SF 6

CS 2

F 2

H 2

C

S 2 Cl 2 SCl 2 SCl 4

Cl 2

H 2 O, t

S

H 2 S, SO 2

OH – , t

ZnS CuS Al 2 S 3

HNO 3

S 2 – и SO 3 2 –

SO 3 2 – , t

H 2 SO 4

SO 3 S 2 –

Химические свойства серы и получение

H 2 S