Халькогены

Химические свойства кислорода.

Кислород ($\mathit{O}$) — самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере ($21\%$ по объему), в земной коре ($92\%$), в гидросфере ($89\%$).

Кислород находится в VI группе Периодической системы, в главной подгруппе. Кислород проявляет во всех соединениях валентность II. Это низшая валентность из шести возможных в этой группе.

Кислород образует молекулы O2. Это газ без запаха, цвета и вкуса. Плотность кислорода при $0°\mathit{С}$ и давлении $1$ атм. $1,43$ г/л, что в $1,11$ раза больше плотности воздуха. Кислород малорастворим в воде. При $20°\mathit{С}$ и атмосферном давлении в $100$ объемах воды растворяется $3$ объема ${\mathit{O}}_2$. Температура кипения кислорода равна $\mathit{–}183°\mathit{С}$; при этой температуре и давлении $1$ атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета.

Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ:

- неметаллов:

$\mathit{C}+{\mathit{O}}_2=\mathit{C}{\mathit{O}}_2;\mathit{S}+{\mathit{O}}_2=\mathit{S}{\mathit{O}}_2;4\mathit{P}+5{\mathit{O}}_2=2{\mathit{P}}_2{\mathit{O}}_5;$

- металлов:

$3\mathit{F}\mathit{e}+2{\mathit{O}}_2=\mathit{F}{\mathit{e}}_3{\mathit{O}}_4$, или $\mathit{F}\mathit{e}\mathit{O}·\mathit{F}{\mathit{e}}_2{\mathit{O}}_3$.

Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение — окисление:

$2\mathit{C}\mathit{u}+{\mathit{O}}_2=2\mathit{C}\mathit{u}\mathit{O}$;

б) горение сложных веществ:

$2\underset{\mathit{а}\mathit{ц}\mathit{е}\mathit{т}\mathit{и}\mathit{л}\mathit{е}\mathit{н}}{{\mathit{C}}_2{\mathit{H}}_2}+5{\mathit{O}}_2\to 4\mathit{C}{\mathit{O}}_2+2{\mathit{H}}_2\mathit{O}$

У кислорода есть аллотропная модификация — озон ${\mathit{O}}_3$. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы ($\mathit{A}\mathit{u},\mathit{P}\mathit{t},\mathit{A}\mathit{g}$):

Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне $6\stackrel{-}{\mathit{e}}$, два из них — неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления $+2,+4,+6$. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления $\mathit{–}2$.

Сера ($\mathit{S}$) — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера ${\mathit{S}}_8$ — стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с $\mathit{t}°\mathit{п}\mathit{л}=112,8°\mathit{С}$. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с $\mathit{t}°\mathit{п}\mathit{л}=119,3°\mathit{С}$, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при $160°\mathit{С}$ серы в холодную воду — образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

В таблице обобщены химические свойства серы и ее соединений.

Сера и ее соединения.

Сера	Соединения серы
	Оксиды серы	Серная кислота
1. При обычных условиях — твердое желтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде: $\mathit{S}+{\mathit{O}}_2=\mathit{S}{\mathit{O}}_2$ (проявляет восстановительные свойства). 3. Взаимодействует с металлами и водородом: $\mathit{F}\mathit{e}+\mathit{S}=\mathit{F}\mathit{e}\mathit{S}$ ${\mathit{H}}_2+\mathit{S}={\mathit{H}}_2\mathit{S}$ (проявляет окислительные свойства) В природе самородная сера $\mathit{S}$, сульфиды: $\mathit{F}\mathit{e}{\mathit{S}}_2$ (пирит), $\mathit{C}\mathit{u}\mathit{S}$; сульфаты: $\mathit{C}\mathit{a}\mathit{S}{\mathit{O}}_4·2{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ (гипс), $\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4$	1. При обычных условиях $\mathit{S}{\mathit{O}}_2$ — газ, $\mathit{S}{\mathit{O}}_3$ — жидкое вещество ($\mathit{t}°\mathit{п}\mathit{л}=16,8°\mathit{С}$). 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя: - с водой: $\mathit{S}{\mathit{O}}_2+{\mathit{H}}_2\mathit{O}\rightleftarrows {\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_3$ $\mathit{S}{\mathit{O}}_3+{\mathit{H}}_2\mathit{O}={\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4$ - со щелочами: $\mathit{S}{\mathit{O}}_2+2\mathit{N}\mathit{a}\mathit{O}\mathit{H}=\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_3+{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ $\mathit{S}{\mathit{O}}_3+2\mathit{N}\mathit{a}\mathit{O}\mathit{H}=\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4+{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ - с основными оксидами: $\mathit{S}{\mathit{O}}_3+\mathit{C}\mathit{a}\mathit{O}=\mathit{C}\mathit{a}\mathit{S}{\mathit{O}}_4$ Получение: 1) оксида серы (IV) а) в промышленности: - горение серы $\mathit{S}+{\mathit{O}}_2=\mathit{S}{\mathit{O}}_2$ - обжиг пирита $4\mathit{F}\mathit{e}{\mathit{S}}_2+11{\mathit{O}}_2=2\mathit{F}{\mathit{e}}_2{\mathit{O}}_3+8\mathit{S}{\mathit{O}}_2$ б) в лаборатории: $\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_3+{\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4=\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4+\mathit{S}{\mathit{O}}_2\uparrow +{\mathit{H}}_2\mathit{O}$; 2) оксида серы (VI) в промышленности — каталитическое окисление оксида серы (IV): $2\mathit{S}{\mathit{O}}_2+{\mathit{O}}_2=2\mathit{S}{\mathit{O}}_3$	1. При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость ($\mathit{\rho }\approx 2\frac{\mathit{г}}{\mathit{с}}{\mathit{м}}^3$), неограниченно растворимая в воде. 2. Сильная двухосновная кислота: ${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4={\mathit{H}}^{+}+\mathit{H}\mathit{S}{\mathit{O}}_4^{-}\rightleftarrows 2{\mathit{H}}^{+}+\mathit{S}{\mathit{O}}_4^{2-}$ 3. Взаимодействует с металлами: $\mathit{Z}\mathit{n}+{\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4=\mathit{Z}\mathit{n}\mathit{S}{\mathit{O}}_4+{\mathit{H}}_2\uparrow$ В концентрированной кислоте пассивируются $\mathit{A}\mathit{l}$ и $\mathit{F}\mathit{e}$. 4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами: ${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4+2\mathit{N}\mathit{a}\mathit{O}\mathit{H}=\mathit{N}{\mathit{a}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4+2{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ ${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4+\mathit{C}\mathit{а}{\left(\mathit{O}\mathit{H}\right)}_2=\mathit{C}\mathit{а}\mathit{S}{\mathit{O}}_4+2{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ $3{\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4+2\mathit{A}\mathit{l}{\left(\mathit{O}\mathit{H}\right)}_3=\mathit{A}{\mathit{l}}_2{\left(\mathit{S}{\mathit{O}}_4\right)}_3+6{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ 5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: ${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4+\mathit{C}\mathit{u}\mathit{O}=\mathit{C}\mathit{u}\mathit{S}{\mathit{O}}_4+{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ ${\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4+\mathit{Z}\mathit{n}\mathit{O}=\mathit{Z}\mathit{n}\mathit{S}{\mathit{O}}_4+{\mathit{H}}_2\mathit{O}$ 6. Концентрированная кислота гигроскопична: Получение в промышленности в соответствии со схемой: $\mathit{F}\mathit{e}{\mathit{S}}_2\left(\mathit{и}\mathit{л}\mathit{и}\mathit{S}\right)\stackrel{{\mathit{O}}_2}{\to }\mathit{S}{\mathit{O}}_2\stackrel{{\mathit{O}}_2}{\to }\mathit{S}{\mathit{O}}_3\stackrel{{\mathit{H}}_2\mathit{O}}{\to }{\mathit{H}}_2\mathit{S}{\mathit{O}}_4$