Icke-metaller i huvudundergruppen i grupp 6. Allmänna egenskaper hos elementen i grupp VI

Anslutning av deras karaktär

O3 - en allotrop typ av syreförändring, erhållen från syre med hjälp av en så kallad ozonisator 3O2 \u003d 2O3 - en blå gas.

Lägg till ekvationer.

Vatten - H2O - svag elektrolyt, rent vatten färglös, luktfri vätska, kokpunkt - 1000, fryspunkt - 00C, densitet 1 g/ml. Det sker i tre aggregationstillstånd. Vatten renas genom sublimering i en destillerare, det resulterande vattnet kallas destillerat vatten.

Svaveloxid (IV) - SO2 - med en skarp kvävande lukt, färglös gas.

När den löses i vatten bildas svavelsyrlighet: SO2 + H2O \u003d H2SO3

VI-SO3-svavelsyraanhydrid är en färglös vätska. När den kombineras med vatten bildas svavelsyra.

Svavelsyra

H2 SO4 är en färglös vätska som löser sig väl i vatten.

Visa dokumentinnehåll
"Allmänna egenskaper hos icke-metaller. Grupp VI A-element »

Lektionsplan #15

Datum Ämne kemi Grupp

FULLSTÄNDIGA NAMN. lärare: Kaiyrbekova I.A.

jag. Lektionens ämne:generella egenskaper icke-metaller. Element i VI A-gruppen. Syre. Vatten. Svavel. Vätesulfid. Svavelsyra och sulfater.

Lektionstyp: lärdom av ny kunskap

Mål:. Karakteristisk kemiska grundämnen V І A-grupper. Att med exempel kunna beskriva och bevisa svavlets kemiska egenskaper. Introducera eleverna till strukturen gemensamma egenskaper icke-metaller, baserat på deras position i det periodiska systemet för atomstruktur. Vet några sätt att få tag på icke-metaller. Kunna ge en allmän beskrivning av icke-metaller efter position i PS och atomernas struktur.

Uppgifter:

A) Utbildning: upprepa och systematisera elevernas kunskaper om egenskaperna hos de kemiska grundämnena i den sjätte gruppen, om atomens struktur, om användningen av föreningar;

konsolidera förmågan att lösa beräkningsproblem med hjälp av reaktionsekvationer;

Ә) Utbildning: att bedriva miljöutbildning på en kemilektion.

B) Utveckla: fortsätta utvecklingen av logiskt tänkande, förmågan att använda teoretisk kunskap i nya situationer;

konsolidera förmågan att jämföra, kontrastera, analysera;

II. Förväntade resultat:

a) Eleverna bör veta: Egenskaper för kemiska element i grupp V І A.

a) Eleverna ska kunna: Kunna beskriva och med exempel bevisa svavlets kemiska egenskaper

b) studenter måste kunna: Att introducera eleverna till strukturen och allmänna egenskaper hos icke-metaller, baserat på deras position i det periodiska systemet för atomers struktur

III. Metod och teknik för varje steg i lektionen: problem, sökning, laborationer, självständigt arbete av studenter.

IV. Faciliteter: interaktiv tavla

Under lektionerna

jag. Organisatorisk del Kontrollera studentnärvaro. Bekantskap med syftet och målen med dagens lektion. Att sätta målet för lektionen.

II. Uppdatering av grundläggande kunskaper:

A) Kontrollera anteckningsböcker

D / s 153 sida nr 2

158 p nr 6 övning

Uppgift Beräkna volymen gas som kommer att frigöras när 19,5 g kalium reagerar med fosforsyra -

B) Självständigt arbete

ІІІ. Förklaringar av det nya materialetoch konsolidering av nytt material

Planen:

Allmänna egenskaper hos icke-metaller - element i grupp VI A.

Dessa inkluderar syre, svavel, selen, tellur, polonium. Polonium är en radioaktiv metall, och resten är kalkogener, som är malmbildande. Syre och svavel är av särskild betydelse. På den sista energinivå de har 6 elektroner, det högsta oxidationstillståndet är + 6, + 2 är en konstant för syre, det minsta är 2 svavel. Den allmänna oxidformeln RO 3 och väteföreningar med den allmänna formeln RH 2

karakteristisk	syre		svavel
Position i P.S. - 1 poäng	2 liten period, element VI A i gruppen		element VI A i gruppen, 3 små perioder.
Atom-1-punktens struktur	O (8p + ;8n 0)8e - 1s 2 2s 2 2p 4		S(16p + ;16n 0)16e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Att vara i naturen	Det förekommer i form av en förening och i fri form. Ingår i atmosfärisk luft bildas som ett resultat av fotosyntes.		förekommer i form av en förening och i den fria.
tar emot	I laboratoriet: 2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 Inom industrin erhålls flytande syre från luft.
fysikaliska egenskaper	Färglös och luktfri gas		Svavel är ett gult, fast, kristallint ämne. 3 typer av allotropa modifieringar: romb, monoklinisk och plastisk.
Kemiska egenskaper	När den värms upp reagerar den: med kol med fosfor, samtidigt som oxider bildas. Med väte Vid t= 1500 0 С med kväve Direct reagerar inte med halogener. Reagerar med aktiva metaller vid normal temperatur. Reagerar med inaktiva metaller vid upphettning Komplexa ämnen brinner, och oxider av dessa element bildas. Uppgiften är att ge exempel och slutföra reaktionsekvationenmak-8 poäng		Med enkla ämnen: syre, halogen, metaller, med alkali. Uppgiften är att slutföra reaktionsekvationerna vallmo 4 poäng
Anslutning av deras karaktär
O 3 - en allotrop typ av syreförändring, erhålls från syre med hjälp av en så kallad ozonisator 3O 2 \u003d 2O 3 - en blå gas.		Svavelväte är en giftig, färglös gas med lukt av ruttna ägg. Det genomgår dissociation, brinner i luft, med syror. Lägg till ekvationer. Erhålls genom interaktion av järnsulfid med löst saltsyra.
Vatten - H 2 O - svag elektrolyt, rent vatten, färglös, luktfri vätska, kokpunkt - 100 0, fryspunkt - 0 0 C, densiteten är 1 g / ml. Det sker i tre aggregationstillstånd. Vatten renas genom sublimering i en destillerare, det resulterande vattnet kallas destillerat vatten. Vid vanlig temperatur reagerar den med aktiva metaller, med oxider av basiska och sura oxider. Och även med vissa salter, i detta fall bildas kristallina hydrater.		Svaveloxid (IV) - SO 2 - med en skarp kvävande lukt, färglös gas. När den löses i vatten bildas svavelsyrlighet: SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 Erhålls genom att bränna svavel i luften, förbränna pyrit. VI-SO 3 -svavelsyraanhydrid - färglös vätska. När den kombineras med vatten bildas svavelsyra.
Svavelsyra
H 2 SO 4 är en färglös vätska, mycket löslig i vatten. Används för att producera saltsyra, fluorvätesyra, salpetersyra, fosforsyra. Upplöst syra reagerar med metaller upp till N. Koncentrerad syra reagerar med metaller, icke-metaller

Fästen: 177 sidor nr 12 ex.

D / s 153 s. nr 2, 158 s. nr 6 övning, Sammanfattning Syrets roll i naturen. Applicering av syre

Allmänna egenskaper hos elementen i den sjätte gruppen.
Sjätte gruppen periodiska systemet grundämnen består av två undergrupper: de viktigaste - syre, svavel, selen, tellur och polonium - och sido - krom, molybden och volfram. I huvudundergruppen urskiljs en undergrupp av selen (selen, tellur och polonium), den sekundära undergruppen kallas kromundergruppen. Alla element i huvudundergruppen, utom syre, kan fästa två elektroner vardera och bilda elektronegativa joner. Se detaljerna om utvecklingen av säkerhetsdatabladet för det tekniska objektet hos oss.

Element i huvudundergruppen har på den yttre elektroniska

nivå av sex elektroner (s2p4). Syreatomer har två oparade elektroner och har ingen d-nivå. Därför uppvisar syre huvudsakligen ett oxidationstillstånd på -2 och endast i föreningar med fluor +2. Svavel, selen, tellur och polonium har också sex elektroner (s2p4) i den yttre nivån, men de har alla en ofylld d-nivå, så de kan ha upp till sex oparade elektroner och visa oxidationstillstånd - 2, +4 och + i föreningar 6.

Mönstret för förändringar i aktiviteten hos dessa element är detsamma som i halogenundergruppen: tellurider oxideras lättast, sedan selenider och sulfider. Av svavelets syreföreningar är de mest stabila svavelföreningar (VI) och för tellur, tellurföreningar (IV). Selenföreningar intar en mellanposition.

Selen och tellur, såväl som deras föreningar med vissa metaller (indium, tallium, etc.), har halvledaregenskaper och används i stor utsträckning inom radioelektronik. Selen och tellurföreningar är mycket giftiga. De används inom glasindustrin för att tillverka färgade (röda och bruna) glas.

I elementen i kromundergruppen fylls d-nivån, därför på s-nivån för deras atomer, en vardera (för krom och molybden) eller två (för volfram) elektroner. Alla av dem uppvisar ett maximalt oxidationstillstånd på +6, men molybden, och speciellt krom, kännetecknas av föreningar där de har ett lägre oxidationstillstånd (+4 för molybden och +3 eller +2 för krom). Krom(III)-föreningar är mycket stabila och liknar aluminiumföreningar. Alla metaller i undergruppen krom används i stor utsträckning.

Molybden erhölls först av K. V. Scheele 1778. Det används vid tillverkning av stål med hög hållfasthet och seghet, som används för tillverkning av pistolpipor, pansar, axlar etc. På grund av förmågan att avdunsta vid höga temperaturer, den är till liten användning för tillverkning av glödtrådar, men har en god förmåga att smälta ihop med glas, så den används för att tillverka volframglödtrådshållare i glödlampor.

Tungsten upptäcktes också av K. V. Scheele 178! d. Det används för att tillverka specialstål. Tillsatsen av volfram till stål ökar dess hårdhet, elasticitet och styrka. Tillsammans med krom ger volfram stålet förmågan att bibehålla hårdhet vid mycket höga temperaturer, så dessa stål används för att tillverka fräsar för snabba svarvar. Ren volfram har den högsta smältpunkten bland metaller (3370 ° C), därför används den för tillverkning av filament i glödlampor. Volframkarbid kännetecknas av mycket hög hårdhet och värmebeständighet och är den främsta integrerad del eldfasta legeringar.

I syreundergruppen med en ökning av atomnumret ökar atomernas radie, och joniseringsenergin, som kännetecknar elementens metalliska egenskaper, minskar. Därför, i 0--S-Se-Te-Po-serien, ändras egenskaperna hos elementen från icke-metalliska till metalliska. Under normala förhållanden är syre en typisk icke-metall (gas), och polonium är en metall som liknar bly.

Med en ökning av grundämnenas atomnummer minskar värdet på elektronegativiteten hos elementen i undergruppen. Det negativa oxidationstillståndet blir allt mindre karakteristiskt. Det oxidativa oxidationstillståndet blir mindre och mindre karakteristiskt. Den oxiderande aktiviteten hos enkla ämnen i serien 0 2 --S-Se-Te minskar. Så om svavel är mycket svagare interagerar selen direkt med väte, då reagerar inte tellur med det.

När det gäller elektronegativitet är syre näst efter fluor, därför uppvisar det i reaktioner med alla andra element uteslutande oxiderande egenskaper. Svavel, selen och tellur i sina egenskaper. tillhör gruppen oxiderande reduktionsmedel. I reaktioner med starka reduktionsmedel uppvisar de oxiderande egenskaper och under inverkan av starka oxidationsmedel. de är oxiderade, det vill säga de uppvisar reducerande egenskaper.

| | 3 | | | |

13541 0

Grupp 16 inkluderar O, S, Se, Te, Po (tabellerna 1 och 2). Valensskalet för elementen i denna grupp bildas av två elektroner i s-orbitalen och fyra i p-orbitalen (s 2 p 4). Ordet "kalkogen" kommer från två grekiska ord som betyder "koppar" och "född". De flesta kopparmalmer består av föreningar av koppar med syre och svavel, och några av dem innehåller även Se och Te. De viktigaste malmmetoderna innehåller föreningar med svavel, till exempel "kalkosin" - koppar(I)sulfid Cu 2 S, "chalcopyrite" - CuFeS 2. Grundämnen som har en affinitet för svavel kallas kalkofiler. Dessa inkluderar Cu, Pb, Zn, Hg, As, Sb. Malmer med dessa metaller är kända - "galena" (blyglans PbS), "sfalerit" (zinc blende ZnS), "cinnabar" (HgS), "realgar" (As 4 S 4), "stibnite" (Sb 2 S 3 ) .

Tabell 1. Några fysikaliska och kemiska egenskaper hos metaller i grupp 16

	namn		Hänvisar, kl. vikt	Elektronisk formel	Radie, kl	Huvudisotoper (%)
	Oxygen Oxygen [från grekiska. syregener - syrabildande]				kovalent (enkelbindning) 66
	Svavel Svavel [sanskrit, sulvere - svavel, lat. svavel]				atomic 104(S 8) kovalent 104
	Selen Selen [från grekiska. Selene - Månen]			3d 10 4s 2 4r 4	atomic 215.2 (grå) kovalent 117
	Tellurium Tellurium [av lat. tellus - jorden]			4d 10 5s 2 5 R 4	atomär 143,2, kovalent 137	128 Te (31,73)
	Polonium Polonium [till ära av Polen]			4f 14 5d 10 6s 2 6r 4	atom 167, kovalent 153	210 211* 216 218 Po (spår)

Som regel bildar element i grupp 16 föreningar där de har ett oxidationstillstånd på -2, särskilt i föreningar med H och reaktiva metaller. I oxider visas valenser +4 och +6 oftast. Liksom p-element i andra grupper, när man flyttar till botten av gruppen, upptäcks en gradvis förändring av icke-metalliska egenskaper till metalliska: O och S- typiska icke-metaller, Se och De där- halvmetaller, Ro- metall (mycket radioaktiv).

Tabell 2. Innehållet i kroppen, giftiga (TD) och dödliga doser (LD) av metaller i den 16:e gruppen

	I jordskorpan (%)	I havet (%)	PÅ människokropp
			Medel (med en kroppsvikt på 70 kg)			Blod (mg/l)
		Ingår i vatten					giftfri i form av O 2, giftigt i form av O,
							giftfri
		(0,15-1,8)x10 -11			(0,42-1,9) x10 -4		TD 5 mg, LD nd
		(0,7-1,9)x10 -11					TD 0,25 mg, LD 2 g
	Spår i uranmalmer

Syre (O) är en färglös, luktfri gas. Extremt reaktiv, bildar oxider med alla grundämnen utom ädelgaserna. Inom industrin används det vid stålsmältning, metallskärning och i kemisk industri. syresatta föreningar med H, Si, Ca, Al, F e utgör 49 % av massan av jordskorpan, 89 % av massan av världshaven och i form av diatomiska molekyler O 2, 21% av jordens atmosfär. Det är en del av många hundratusentals föreningar, det är nödvändigt för livet, eftersom det deltar i andningsprocesserna hos levande organismer. Det är den viktigaste faktorn i kemisk och biologisk evolution på jorden. Brott mot processerna för neutralisering av aktiva former O 2, som bildas under ämnesomsättningen, tros påskynda kroppens åldrandeprocess.

Syre har en hög elektronegativitet (3,5 på motsvarande skala), vilket ger starka oxiderande egenskaper. Reaktionerna vid oxidbildning är mycket exoterma och kan åtföljas av antändning av O 2 element eller resulterande förening. På grund av atomens ringa storlek, tillsammans med dess höga elektronegativitet, kan syre stabilisera atomerna i andra grundämnen i tillstånd med högt oxidationstillstånd, t.ex. Cl 2 O 7 2- eller in Cr 2 O 7 2- . Oxider av metalliska grundämnen har vanligtvis grundläggande egenskaper, medan oxider av icke-metalliska grundämnen är sura. Därför kan de kombineras med varandra för att bilda salter.

Det finns en klassificering av oxider efter sammansättning: 1. Vanligt oxider innehåller endast bindningar mellan grundämnet och syre, t.ex. MgO, SÅ 3 , SiO 2 . 2. Peroxider innehåller bindningar inte bara mellan ett grundämne och syre, utan också mellan två syreatomer, till exempel, Na 2 O 2 och H 2 O 2. Peroxider är starka oxidationsmedel. 3. blandad oxider är en blandning av två oxider, till exempel triblytetroxid (rött bly) Рb 3 O 4 - en blandning av två delar PbO och en del РbO 2 .

En av allotroperna av syre är triatomisk ozon(O 3), som i naturen bildas i den övre atmosfären under påverkan av ultraviolett strålning från solen eller i elektriska urladdningar under åskväder. Under laboratorieförhållanden produceras ozon i ozonisatorer genom att passera O 2 genom en svag elektrisk urladdning. Ozon används för närvarande för desinfektion dricker vatten i vattenverk eftersom det är ett starkare oxidationsmedel än vanligt O 2. Ozon, när det intas, påverkar lungorna och bildar peroxidmetaboliter.

O 2 har en uttalad elektronaffinitet (142 kJ/mol). Detta ger en hög förmåga att bilda en anjonisk superoxidjon * O 2 - som är en mycket reaktiv radikal. Dessa egenskaper hos superoxidjoner bestämmer deras höga toxicitet. Hyperoxi och ett överskott av ozon initierar en homolytisk (när de delade elektronerna är lika fördelade mellan två atomer när en bindning bryts) uppdelning av kemiska bindningar i biomolekyler. I detta fall bildas radikaler med en oparad elektron. Till exempel när man reagerar ROOH med O 2- kolperoxid bildas * ROO- och väteperoxid * NEJ DU- radikaler. Superoxidjonen reagerar aktivt med organiska ämnen av RH-typ, speciellt de med omättade bindningar. De resulterande organiska radikalerna initierar en kedjeprocess av oxidation av organiska ämnen. Ackumulerade organiska peroxider förstörs normalt peroxidaser samt antioxidanter tokoferol(vitamin E) och tiolföreningar ( glutation, cystein).

I en frisk kropp finns det flera nivåer av försvarsmekanismer mot syreradikaler: cytokromoxidas(nästan inte skadad av överskott av syre), olika aminer, γ-aminosmörsyra, etc.

Svavel (S) - förekommer i naturen i naturlig form, såväl som i sulfidmalmer av metaller (till exempel i pyrit - "järnkis" - FeS 2, zinkblandning ZnS, galena PbS), i naturgas H 2 S. Svavel är en nyckelfaktor för den kemiska industrin. Den har flera allotropa modifieringar, enantiotroper är de mest stabila Såtta. De består av rombisk citrongulα -svavel och monoklinisk honungsgulβ -svavel. Bland andra allotroper är kända skärande, amorfa, kolloidala och plastiska svavel. Havsvatten innehåller sulfatjoner.

atomer S har 6 elektroner i det yttre skalet och kan lägga till ytterligare två elektroner till sina halvfyllda 3p-orbitaler för att bilda en sulfidjon S 2-. Atomer kan existera i tillstånd med valens -2, +2, +4, +6. Flera oxider är kända, varav två är de mest betydande: SÅ dioxid 2 och SÅ trioxid 3 .

Dioxid Svavel är en tät, färglös gas med en stickande, kvävande lukt som lätt löser sig i vatten och bildar svag svavelsyra. Det används i massaindustrin, för blekning av tyger, som ett antiseptiskt medel för långtidsförvaring av grönsaker och frukter. I atmosfären, oxiderad till trioxid, orsakar det bildandet av surt regn. Dess oxidation katalyseras av spårmängder av järn och mangan som finns i atmosfären.

Trioxidär ett kraftfullt oxidationsmedel, har uttalade sura egenskaper. Reagerar exotermt med vatten och bildar stark svavelsyra. mättad lösning MgSO 4 *7H 2 O("epsomsalt") används inom medicin som ett antiinflammatoriskt medel.

Svavel är en av 6 organogener ( C, H, N, O, S, P) som utgör huvuddelen av organiska molekyler. Det är en del av alla levande varelsers biologiska vävnader i form av aminosyrorna cystein, cystin och metionin. Liksom fosfor utför den funktionen som en bärare av funktionella grupper och energi. Närvaron av parade cysteinrester orsakar bildandet av disulfidbindningar i proteiner (- S-S-), som bestämmer deras rumsliga struktur. Sulfhydryl ("tiol") grupper (- SH) cysteinmolekyler är en del av de aktiva centran för många enzymer.

S donerar lätt elektroner till metallatomer och bildar koordinationsföreningar med höga stabilitetskonstanter, till exempel i strukturer med högt innehåll av keratin (hår, naglar, fjädrar, klor, klövar).

De tre sista elementen i grupp 16 ( Se, Te, Ro) bildar 6-valenta fluorider, även om oxidationsprocessen är svår, särskilt för grundämnen lägre i det periodiska systemet. Ha en påverkan inert par- elementets beteende, som om två av dess valenselektroner saknades. Metallselenider, tellurider och polonider är nästan alltid isomorfa med motsvarande sulfider. Detta förklarar deras närvaro i naturen tillsammans med svavel.

Selen (Se) - finns i vissa sulfidmalmer. Det erhålls under elektrolytisk rening av koppar (som en biprodukt) i form av en silverfärgad allotrop modifiering, vars kristallstruktur består av helikoida (tvinnade i en riktning) kedjor Se∞ eller som ett mindre stabilt rött amorft pulver bestående av cykler Se 8 i form av en krona. Selen brinner i luften. Under smältpunkten (490°K) finns en halvledare. En viktig egendom Seär förmågan att generera elektricitet i närvaro av ljus. Därför används det i fotovoltaiska celler, kopiatorer, solceller och halvledare.

I oxider uppvisar den oftast ett oxidationstillstånd på +4 och +6. Oxider motsvarar selen ( H 2 SeO 3) och selen ( H 2 SeO 4) syror. Som svaveltrioxid SeO 3 är ett starkt oxidationsmedel, men på grund av termodynamisk instabilitet reduceras selenater i levande organismer till seleniter, som lätt kan reagera med sulfhydrylgrupper av bioorganiska föreningar. Syror är tvåbasiska och bildar två uppsättningar salter med metalljoner.

Många kopplingar Se mycket giftigt, speciellt H 2 Se. MPC för väteselenid är en storleksordning lägre än för ett så välkänt gift som blåvätesyra. HCN. Även vid mycket låga koncentrationer orsakar det huvudvärk och illamående, och vid höga koncentrationer, akut irritation av slemhinnorna. Alla selenider, många organiska föreningar Se lösliga seleniter och selenater, när de kommer i kontakt med huden, orsakar eksem och lokal inflammation. Förgiftning med selenider manifesteras av nedsatt luktsinne och ökad svettning; deras utsöndring från kroppen är långsam. Av selenföreningarna är endast sulfider från Se 2 S innan SeS 3 (Bagnall, 1971). Sulfid SeS 2 används i kosmetika. Överskott Se i jorden orsakar sjukdomen "alkoloiz" hos boskap.

Med organiska syror bildar Se salter med en valens på +2. Endast enkla salter är kända: metyltiosulfonater Se(S 2 O 2 CH 3) 2 dialkyldi-tiokarbamater Se(S 2 CNR 2) 2 och alkylxantater Se(S 2 COR) 2. De förstörs lätt när de värms upp. En mängd olika kolföreningar är också kända, från enkla kolselenider CSe 2 och CSS till mättade och omättade heterocykliska molekyler såsom selenantren, cykloselenopropan och selenonaften (Fig. 1). Biologiska reaktioner av kolföreningar Se dåligt studerade.

Ris. ett.

För kronisk exponering Se ackumuleras i levern och njurarna, såväl som i andra organ: i märkbara mängder i ben, hår och naglar, i minimala mängder i hjärnan. Se del av selenoproteiner, i synnerhet protesgruppen glutationperoxidas, som tillsammans med tokoferol (vitamin E) skyddar cellmembranen från skador av fria radikaler. Högaktiva fria radikaler kan bildas i ett antal viktiga processer, till exempel under aktivering av fagocyter eller exponering för joniserande strålning.

Selepoproteiner är så viktiga enzymer som dejodiasis ger homeostas av tyroxin och genom kalcitonin - homeostas Sa, selenoprotein N reglerar regenereringen av myocyter. Tydligen spelar selenoproteiner en betydande roll i det antivirala försvaret av kroppen. Selenbrist har identifierats i vissa delar av Kina och manifesteras av endemisk kardiomyopati ("Keshans sjukdom"). Antioxidantegenskaper Se används för att förebygga cancer.

Tellur (Te) - åtföljer andra metaller (till exempel guld i mineralet kalaverit); det erhålls från anodslam under reningen av koppar. Förekommer som ett sällsynt mineral tellurit. ren metall De där ser silvervit ut, brinner i luften, är giftig i alla former. Ångor har en vitlökslukt. Inom industrin används det i legeringar för att förbättra deras mekaniska egenskaper, för att erhålla kemiska reagenser, katalysatorer, inom elektronik - som en halvledare.

Polonium (Rho) - en mycket sällsynt och flyktig radioaktiv silvergrå metall. Bildas när vismutatomer bombarderas med neutroner. Den används som värmekälla i rymdutrustning och som källa för a-partiklar för vetenskaplig forskning. Extremt giftig på grund av hög sönderfallsenergi.

Medicinska biooorganiska ämnen. G.K. Barashkov

Skicka ditt goda arbete i kunskapsbasen är enkelt. Använd formuläret nedan

Studenter, doktorander, unga forskare som använder kunskapsbasen i sina studier och arbete kommer att vara er mycket tacksamma.

Postat på http://www.allbest.ru

ELEMENTENS KEMIVIGRUPPER

16:e gruppen av det periodiska systemet för kemiska grundämnen D.I. Mendeleev består av Chalcogemny (av grekiskan chblkpt - koppar (i vid mening), malm (i snäv betydelse) och genpt - födande). Dessa är kemiska grundämnen som syre (O), svavel (S), selen (Se), tellur (Te), radioaktivt polonium (Po) och artificiellt erhållen levermorium (Lv). Alla dessa element förekommer naturligt (med undantag för Lv), och var och en av dem har flera naturligt förekommande isotoper (med undantag för Po). Alla är p-element. Strukturen för valensnivån för deras elektronskal motsvarar formeln ns 2 np 4 .

syre svavel selen tellur polonium

1. Syre

Det vanligaste elementet på jorden: i luften - 21 volymprocent (det är i form av O 2 och O 3), i jordskorpan - 49 viktprocent, i hydrosfären - 89 viktprocent, i sammansättning av levande organismer - upp till 65 viktprocent. Det finns i jordskorpan i form av olika mineraler, som är oxider (till exempel Al 2 O 3, SiO 2, Cu 2 O, SnO 2) och salter (till exempel FeCO 3, CaSO 4, Ca 3 (PO4)2).

Atom

Ordningsnummer 8, elektronisk struktur: 1s 2 2s 2 2p 4

Valens

II, i CO - valens III på grund av DAS.

Oxidationstillstånd

1) -2 - oxider, hydroxider, salter;

2) -1-peroxider;

3) -1/2, -1/3 - superoxider, ozonider;

4) +2 - AV 2, +1 - O 2 F 2.

Elektronnegativitet

Isotoper av naturligt syre

O (99,76%), O (0,04%), O (0,20%).

Fysikaliska egenskaper

Syre är en färglös, luktfri och smaklös gas, något tyngre än luft. Låglösligt i vatten. Flytande syre är en blåaktig vätska som kokar vid -183 0 C. Den attraheras av en magnet. Fast syre - blå kristaller, smältande vid -218,7 0 C.

Molekylens struktur

En molekyl är uppbyggd av två atomer sammanlänkade med en dubbelbindning. Bindningen är kovalent icke-polär.

Allotropa modifieringar (ändringar)

O 2 och O 3 (ozon).

Hur man får

1) Industriellt sätt: flytande luftdestillation;

2) Laboratoriemetod: nedbrytning (exponering för t 0 C) av vissa syrehaltiga ämnen

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (k - MnO 2)

2H2O2 \u003d 2H2O + O2 (k - MnO 2)

2HgO \u003d 2Hg + O 2

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Sätt att samla syre

Kemiska egenskaper

1) Interaktion med HeMet (förutom fluor och ädelgaser): OXIDER bildas - binära föreningar med syre i oxidationstillståndet -2:

Si + O 2 \u003d SiO 2 (t \u003d 400-500 0 С)

Vid interaktion med kol, fosfor och arsenik, beroende på mängden syre, bildas olika oxider:

C + O 2 (ex) \u003d CO2; C + O 2 (vecka) \u003d CO

När det interagerar med svavel oxideras det senare till svaveldioxid (ytterligare exponering för syre leder till bildning av en högre oxid - SO 3):

Vid interaktion med fluor bildas syrefluorid:

2F2 + O2 = 2OF2

2) Interaktion med Met: basiska och amfotära oxider bildas:

4Al + 3O 2 \u003d 2AL 2 O 3

Vid interaktion med natriumperoxid bildas:

Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Vid interaktion med kalium, rubidium och cesium bildas superoxider:

Vid interaktion med järn bildas en blandning av oxider:

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4 (Fe 2 O 3 * FeO)

När man interagerar med mangan bildas mangandioxid:

3) Interaktion med komplexa ämnen:

Förbränning och rostning av sulfider, väteföreningar:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2H 2S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

Oxidation av lägre oxider till högre:

FeO + O 2 \u003d Fe 2 O 3

Oxidation av hydroxider och salter i vattenlösningar: om ämnet är instabilt i luft:

2HNO2 + O2 = 2HNO3

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Oxidation i närvaro av katalysatorer:

ammoniak: NH3 + O2 = NO + H2O

organiska ämnen: C 2 H 5 OH + O 2 \u003d CH 3 -COH, etc. (k - Cu; t 0 C)

Applicering av syre

Syre används inom medicin, vid blästring, för svetsning av metaller, för skärning av metaller, inom flyg för andning, inom flyg för motorer och inom metallurgi.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

C 6 H 10 O 5 + 6O 2 \u003d 5CO 2 + 6H 2 O

I alla dessa processer bildas kolmonoxid (IV). Den enda naturliga processen att binda kolmonoxid (IV) är fotosyntesprocessen, som äger rum i gröna växter under inverkan av solljus:

6CO 2 + 6H 2 O \u003d C 5 H 12 O 6 + O 2 (k - hv)

I det här fallet bildas glukos - grunden för konstruktionen av växtvävnader.

Om ett ämne reagerar långsamt med syre, kallas sådan oxidation långsam. Dessa är till exempel processerna för nedbrytning av livsmedelsprodukter, ruttnande.

Ozon

Ozon är en allotrop modifiering av syre.

Fysikaliska egenskaper

Gasen, med doften av färska nålar, är färglös.

Mottagande

1) Luftozonering: 3O 2 2O 3

2) Under ett åskväder (i naturen);

3) I laboratoriet - i ozonisatorn.

Kemiska egenskaper

1) Instabil, sönderdelas lätt: O 3 O 2 + O. . I detta fall bildas atomärt syre, ett mycket starkt oxidationsmedel. Det bleker färgämnen, reflekterar UV-strålar, förstör mikroorganismer;

2) Starkt oxidationsmedel, starkare än syre:

6NO 2 + O 3 \u003d 3N 2 O 5

3PbS + 4O3 = 3PbSO4

3) Kvalitativ reaktion på ozon: reaktion med kaliumjodid, en gulbrun färg av jod visas:

2KI + O 3 \u003d 2KOH + I 2 + O 2

Väteperoxid

Det är värt att ägna särskild uppmärksamhet åt detta ämne, eftersom det av alla syreföreningar är väteperoxid som oftast används som ett steriliserande och antiseptisk medel.

Molekylens struktur

H2O2 eller H-O-O-N

Fysikaliska egenskaper

Det är en färglös instabil vätska. Densiteten är 1,45 g/cm 3 . Dess koncentrerade lösning (30%) är explosiv och kallas perhydrol.

Mottagande

Hydrolys av metallperoxider med vatten eller syror:

BaO 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 O 2 + BaSO 4

Kemiska egenskaper

1) Nedbrytning:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 (t 0 C, k - MnO 2)

2) Väteperoxid kan vara både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel:

Oxiderande egenskaper är mer karakteristiska - det förvandlas till H 2 O eller OH -:

Na 2 S + 4 O 3 + H 2 O 2 \u003d Na 2 S + 6 O 4 + H 2 O

(icke-metaller i ett mellanliggande oxidationstillstånd oxiderar till ett högre oxidationstillstånd)

2Fe(OH)2 + H2O2 = 2Fe(OH)3

2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

PbS + 4H 2 O 2 \u003d PbSO 4 + 4H 2 O

(sulfider omvandlas till sulfater)

2Cr +3 Cl3 + 3H 2 O 2 + 10KOH = 2K 2 Cr +6 O 4 + 6KCl + 8H 2 0

(alla kromföreningar +3 oxiderar till +6)

· Återställande egenskaper- går in i O 2:

CaOCl 2 + H 2 O 2 \u003d CaCl 2 + O 2 + H 2 O

2KMnO4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 O 2 + 4H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3O 2 + 7H 2 O

Metallperoxider och superoxider

De kemiska egenskaperna hos dessa föreningar har sin egen särart: i OVR, såväl som i reaktionerna av nedbrytning med vatten, bildas syre:

Kemiska egenskaper

1) Nedbrytning med vatten:

Na2O2 + H2O \u003d H2O2 + NaOH

K 2 O 2 + H 2 O \u003d H 2 O 2 + O 2 + KOH (vid t 0 C)

2) De är starka oxidationsmedel:

KO 2 + Al = KAlO 2

3) I vissa reaktioner uppvisar de reducerande egenskaper:

2KMnO4 + 5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O

4) Interagera med koldioxid:

Na 2 O 2 + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + O 2

Mottagande

1) Me (alkaliskt och Ba) + syre:

Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

2) Metalloxider + syre:

2K2O + 3O2 = 4K02

2. Svavel

Svavel är ett grundämne i den 16:e gruppen, den tredje perioden av det periodiska systemet av kemiska grundämnen D.I. Mendeleev, med atomnummer 16. Visar icke-metalliska egenskaper. Det betecknas med symbolen S (latinsk svavel).

Atom

Serienummer 16, elektronisk struktur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4.

Valens

Oxidationstillstånd

1) -2-sulfider;

2) O - atom;

3) +4 - salter, syror;

4) +6 - salter, syror.

Elektronnegativitet

Fysikaliska egenskaper

Gult kristallint fast ämne, olösligt i vatten, inte fuktat av vatten (flyter på ytan), t bp = 445 0 С.

Allotropa modifieringar

1) Kristallin:

· Rombiskt svavel - S 8 - den mest stabila modifieringen;

· Monoklin svavel - mörkgula nålar. Stabil vid temperaturer över 960C, under normala förhållanden - förvandlas till en romb;

2) Plastsvavel - brun gummiartad (amorf) massa.

Att vara i naturen

1) Naturligt svavel;

2) Sulfider: zink ZnS, kvicksilver PbS (cinnober), järn FeS 2 (pyrit);

3) Sulfater: Gips CaSO 4 * 2H 2 O, Glaubers salt Na 2 SO 4 * 10 H 2 O.

Svavelåtervinning

1) Termisk nedbrytningsmetod för sulfid:

2) Återvinning av svaveldioxid (IV) med kol: SO 2 - en biprodukt vid smältning av metaller från svavelmalmer

SO 2 + C \u003d S + CO 2

3) Oxidation av vätesulfid genom brist på syre eller svaveldioxid (IV) i en blandning av SO 2 och H 2 O (avfallspar av metallurgiska batterier och koksugnsbatterier):

2H2S + O2 \u003d 2S + 2H2O

2H2S + SO2 \u003d 3S + 2H2O

(den sista reaktionen sker också i naturen under vulkanutbrott)

4) Separation från naturgas, olja och relaterade oljeprodukter.

Kemiska egenskaper

Under normala förhållanden är den kemiska aktiviteten av svavel låg, men vid upphettning är svavel mycket aktivt och kan vara både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel.

1) Interaktion med mig:

Med alkalisk Me utan uppvärmning:

2Na + S = Na2S

Med resten av mig (förutom Au, Pt) - vid förhöjda temperaturer:

2Al + 3S = Al2S3

2) Interaktion med NeMe:

· Med väte: H2 + S = H2S;

Med fosfor: 2P + 3S \u003d P 2 S 3;

Med syre: S + O 2 \u003d SO 4;

Med halogener: svavelets kemiska aktivitet med avseende på halogener faller i serien från fluor till jod: svavel interagerar med fluor vid rumstemperatur, med brom och klor - vid upphettning har inga föreningar erhållits med jod: S + Cl 2 \ u003d SCl 2

Med kol: C + S = CS 2

3) Interaktion med oxiderande syror (vid upphettning):

S + 6HNO3 (konc) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

4) Interaktion med alkali (disproportionering):

3S 0 + 6KOH \u003d K 2 S + 4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O (kokande)

Svavelapplikation

Svavel används för att tillverka svavelsyra, för att vulkanisera gummi, vid tillverkning av tändstickor och svartkrut, som medicin, som ingår i salvor mot hudsjukdomar.

Inom jordbruket används svavel i form av ett fint pulver för att bekämpa sjukdomar hos växter, bin och andra husdjur.

I vardagen används ofta svavel för att binda giftigt kvicksilver till kvicksilversulfid och sedan ta bort det.

vätesulfid

Vätesulfidmolekylen har en vinkelform, som vattenmolekylen, med en svavelatom i mitten. Men till skillnad från vatten kan vätesulfidmolekyler inte bilda vätebindningar med varandra.

Svavelväte är en färglös gas med en karakteristisk lukt av ruttna ägg.

t kip \u003d -60 0 C.

En lösning av vätesulfid i vatten kallas hydrosulfidsyra - det är en mycket svag tvåbasisk syra (svagare än kolsyra). Svavelväte är mycket giftigt.

Svavelväte är en del av vulkaniska gaser och finns också i vattnet i vissa mineralkällor.

Mottagande

1) I naturen bildas svavelväte under sönderfallet av proteiner;

2) I laboratoriet erhålls det på följande sätt:

Direkt syntes från enkla ämnen:

Förskjutning från sulfider, i en serie spänningar till vänster om järn:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

Hydrolys av aluminiumsulfid i kyla:

Kemiska egenskaper

Svavelväte i reaktioner uppvisar egenskaperna hos ett starkt reduktionsmedel.

1) Interaktion med atmosfäriskt syre vid upphettning till 700 0 C (med en explosion):

2H 2 S + 3O 2 (g) \u003d 2SO 2 + 2H 2 O + Q

2H2S + O2 (vecka) = 2H2O + 2S

2) Interaktion med halogener:

H 2 S + I 2 \u003d 2HI + S

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 8HCl

3) Interaktion med alkalier: bildar två serier av salter - medium (sulfider) och sura (hydrosulfider):

H2S + 2NaOH \u003d Na2S + 2H2O

H2S + NaOH \u003d NaHS + H2O

4) Interaktion med lösliga salter av tungmetaller: koppar, silver, bly, kvicksilver, bildar SVART mycket svagt lösliga sulfider:

5) Interaktion med oxidationsmedel med medelhög aktivitet med bildning av svavel och med starka oxidationsmedel - oxiderat till svavelsyra:

H2S + Br2 \u003d S + 2HBr

H2S + 2FeCl3 \u003d 2FeCl2 + S + 2HCl

H 2 S + 4Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 8HCl

3H2S + HNO3 (konc) = 3H2SO4 + 8NO + 4H2O

H2S + 3H2SO4 (konc) = 4SO2 + 4H2O

H 2 S + 4PbO 2 \u003d H 2 SO 4 + 4PbO

6) Vid upphettning sönderdelas det till enkla ämnen:

7) Interaktion med silver:

2H 2 S + 4Ag + O 2 \u003d 2Ag 2 S + 2H 2 O

8) Dissociation i vatten: huvudsakligen i det första steget:

HS - H + + S 2- (sällsynt)

9) Kvalitativ reaktion på vätesulfid och lösliga sulfider - bildandet av en mörkbrun (nästan svart) PbS-fällning:

H 2 S + Pb (NO 3) 2 \u003d PbS + 2HNO 3

Na 2S + Pb(NO 3) 2 \u003d PbS + 2NaNO 3

Sulfider

Sulfidklassificering

Lösligt i vatten.	Olösligt i vatten, men lösligt i mineralsyror (saltsyra, fosforsyra, utspädd svavelsyra).	Olösligt varken i vatten eller i mineralsyror - endast i oxiderande syror.	Hydrolyserbar med vatten, finns inte i vattenlösningar.
Sulfider av alkali Me och ammonium.	Vita och icke-järnhaltiga sulfider: ZnS, MnS, FeS, CdS.	Svarta sulfider: CuS, HgS, PbS, Ag 2 S, NiS, CoS.	Sulfider av aluminium, krom (III), järn (III)
Svavelväte kan ersättas av saltsyra: FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S	FÅ INTE svavelväte från dessa sulfider!	Vatten sönderdelas helt: Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + H 2 S

Mottagande

1) Värm mig med svavel:

2Cr + 3S = Cr2S3

2) Lösliga sulfider erhålls genom inverkan av vätesulfid på alkali:

H2S + 2KOH \u003d K2S + 2H2O

3) Olösliga sulfider erhålls genom utbytesreaktioner:

H 2 S + Pb (NO 3) 2 \u003d PbS + 2HNO 3

(endast syraolösliga sulfider)

ZnSO4 + Na2S \u003d Na2SO4 + ZnS

(alla vattenolösliga sulfider)

Kemiska egenskaper

1) Lösliga sulfider hydrolyseras av anjon, alkalisk miljö:

K2S + H2OKHS + KOH

S 2- + H 2 OHS - + OH -

2) Me-sulfider, som står i en serie spänningar till vänster om järn (inklusive), är lösliga i starka mineralsyror:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

3) Olösliga sulfider kan omvandlas till ett lösligt tillstånd (oxideras) genom inverkan av koncentrerad salpetersyra:

3CuS + 14HNO 3 \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

4) Sulfider kan omvandlas till sulfater med väteperoxid:

CuS + H2O2 \u003d CuSO4 + 4H2O

5) När sulfider rostas med syre bildas oxider:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

oxider svavel

Svaveloxid (IV)

SO 2 - svaveldioxid, svaveldioxid (färglös med skarp lukt, löslig i vatten).

Oxidationstillståndet för svavel i denna förening: +4

Eftersom svavelatomen i föreningen har ett mellanliggande oxidationstillstånd, spelar den i reaktioner (beroende på redoxegenskaperna hos andra reagens) rollen som både ett reduktionsmedel och ett oxidationsmedel. Dessutom kan den reagera utan att ändra oxidationstillståndet.

Mottagande

1) Vid förbränning av svavel i syre:

2) Oxidation av sulfider:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

3) Behandling av salter av svavelsyra med mineralsyror:

Na2SO3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO2 + H2O

4) Vid behandling med svavelsyra (konc) av vissa metaller:

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Kemiska egenskaper

1) Svaveldioxid är en sur oxid. Reagerar med vatten, basiska oxider och alkalier:

SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3

BaO + SO2 = BaSO3

Ba(OH)2 + SO2 = BaSO3 + H2O

Ba (OH) 2 + 2SO 2 \u003d Ba (HSO 3) 2

2) Oxidationsreaktioner (S +4 -23S +6):

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HBr

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O \u003d K 2 SO 4 \u003d 2MnSO 4 + 2H 2 SO 4

3) Återhämtningsreaktioner (S +4 +43S 0):

SO 2 + C \u003d S + CO 2

SO2 + 2H2S \u003d 3S + 2H2O

Svaveloxid (VI)

SO 3 - svavelsyraanhydrid. Färglös flyktig vätska med en kvävande lukt (t bp =43 0 C); "ryker" i luft, hygroskopisk: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + Q.

I denna förening har svavel det högsta oxidationstillståndet på +6. Därför är svavelsyraanhydrid ett aktivt oxidationsmedel.

Den kemiska aktiviteten av svaveloxid (VI) är mycket hög. Interagerar med vatten, basiska och amfotära oxider, alkalier.

Mottagande:

1) Katalytisk oxidation av SO 2 med atmosfäriskt syre:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 + Q (t 0 C, k - V 2 O 5)

2) Termisk nedbrytning av sulfater:

Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3 (t 0 C)

3) Interaktion mellan SO 2 och ozon:

SO 2 + O 3 \u003d SO 3 + O 2

4) Interaktion mellan SO 2 och NO 2:

SO 2 + NO 2 \u003d SO 3 + NO

Kemiska egenskaper:

1) Interaktion med vatten - bildandet av en stark tvåbasisk svavelsyra:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + Q.

2) Interaktion med baser:

2NaOH (ex) + SO 3 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

NaOH + SO 3 (ex) \u003d NaHSO 4

3) Interaktion med basiska oxider:

CaO + SO 3 \u003d CaSO 4

4) Upplösning i koncentrerad svavelsyra - bildandet av OLEUMA:

H 2 SO 4 (konc) + SO 3 \u003d H 2 S 2 O 7

H 2 SO 4 (konc) + 2SO 3 \u003d H 2 S 3 O 10

Ansökan:

Svavelsyraanhydrid används främst för att producera svavelsyra.

Svavelsyror och deras salter

Svavelsyra och dess salter

H 2 SO 3 - bildas genom reaktionen av svaveloxid (IV) med vatten och existerar endast i form av en lösning. Det är en svag, flyktig, instabil dibasisk syra. H 2 SO 3 bildar medium (sulfiter) och sura (hydrosulfiter) salter. Liksom svaveldioxid är svavelsyra och dess salter starka reduktionsmedel, även om de kan uppvisa oxiderande egenskaper i närvaro av starkare reduktionsmedel.

Kemiska egenskaper:

1) Deltagande i OVR-reaktionen:

Manifestationen av reduktionsmedlets egenskaper:

2Na 2S +4 O 3 + O 2 0 \u003d 2Na 2S +6 O 4 -2

Manifestationen av egenskaperna hos oxidationsmedlet:

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 - natriumhyposulfit (t 0 C)

2) Termisk nedbrytning av sulfiter:

4Na2SO3 - Na2S + 3Na2SO4 (t 0 C)

3) Hydrolys av vattenlösliga sulfiter - anjonhydrolys - alkalisk miljö:

K 2 SO 3 + HOH \u003d KHSO 3 + KOH

Svavelsyra och dess salter

Fysikaliska egenskaper:

Svavelsyra (100%) - färglös tung oljig vätska ("vitriol"); densitet \u003d 1,84 g / cm 3, t pl \u003d 10,3 0 C, t bp \u003d 296 0 C; luktfri, icke-flyktig, mycket löslig i vatten. Svavelsyra är blandbar med vatten i vilket förhållande som helst. Det är mycket hygroskopiskt - det absorberar aktivt vattenånga, så det används som avfuktare både i laboratoriet och i vardagen.

Mottagande:

För närvarande används kontaktmetoden för att erhålla svavelsyra. Denna metod gör det möjligt att erhålla mycket ren svavelsyra av vilken koncentration som helst, såväl som oleum.

Det ursprungliga råmaterialet för produktion av svavelsyra kan vara svavel, vätesulfid, metallsulfider. Jag kommer att överväga produktionen av svavelsyra genom kontaktmetoden, där råvaran är järnkis FeS 2

Schematiskt diagram över produktionen av svavelsyra.

Processen består av tre steg:

	Processer
1. Rosta järnkis, erhålla svaveloxid (IV). Ugnsgasrening.	Första stegets reaktionsekvation: 4FeS 2 + 11O 2 = Fe 2 O 3 + 8SO 2 +Q Krossad renad pyrit hälls ovanifrån i en ugn för eldning i en "fluidiserad bädd". Underifrån (motströmsprincipen) leds luft berikad med syre igenom för en mer fullständig bränning av pyrit. Bränntemperaturen når 800 0 C. Ugnsgasrening Ugnsgas kommer ut ur ugnen, vars sammansättning är: SO 2 , O 2 , vattenånga och de minsta partiklarna av järnoxid. Sådan ugnsgas måste renas från föroreningar. Ugnsgasrening utförs i två steg - i en cyklon(centrifugalkraft används, fasta partiklar faller ner) och att mejlaektrofilter(elektrostatisk attraktion används, askepartiklar fastnar på elektrofiltrets elektrifierade plattor). Ugnstorkning utförs i torktornet- Ugnsgas stiger från botten till toppen, och koncentrerad svavelsyra strömmar uppifrån och ner.
2. OxidationSÅ 2 iSÅ 3 syre. Det flyter i kontaktanordningen.	Reaktionsekvationen för detta steg är: 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q Komplexiteten i det andra steget ligger i det faktum att processen för oxidation av en oxid till en annan är reversibel. Därför är det nödvändigt att välja optimala förhållanden för en direkt reaktion(får SO 3): a)temperatur: den optimala temperaturen för att framåtreaktionen ska fortsätta med maximal bildning av SO 3 är temperatur 400-500 0 Med. För att öka reaktionshastigheten vid en så låg temperatur, införs en katalysator i reaktionen - vanadinoxid -V 2 O 5 ; b)tryck: en direkt reaktion fortskrider med en minskning av volymen av gaser. Processen utförs vid förhöjt tryck. Uppvärmning av blandningen av SO 2 och O 2 till en temperatur på 400-500 0 С startar i värmeväxlaren. Blandningen passerar mellan värmeväxlarens rör och värms upp från dessa rör. Så snart blandningen av svaveloxid och syre når katalysatorbäddarna börjar processen för oxidation av SO 2 till SO 3. Den bildade svaveloxiden SO 3 lämnar kontaktapparaten och går in i absorptionstornet genom värmeväxlaren.
3. MottagandeH 2 SÅ 4 . Det rinner i absorptionstornet.	Om vatten används för att absorbera svaveloxid, bildas svavelsyra i form av en dimma som består av små droppar svavelsyra. För att undvika bildning av svavelsyradimma, använd 98 % koncentrerad svavelsyra. Svaveloxid löser sig mycket bra i en sådan syra och bildas oleum: H 2 SÅ 4 * nSO 3 . Reaktionsekvationen för denna process är: nSO 3 + H 2 SÅ 4 = H 2 SÅ 4 * nSO 3 Den resulterande oleumen hälls i metalltankar och skickas till lagret. Sedan fylls tankar med oleum, ett tåg bildas och skickas till konsumenten.

Kemiska egenskaper:

H 2 SO 4 är en stark tvåbasisk syra.

1) Dissociation: i det första steget, fullständig dissociation, i det andra - svavelsyra beter sig som en syra med medelstyrka:

H 2 SO 4 H + + HSO4 - (a \u003d 1)

HSO4 - H + + SO4 - (a 1)

2) Interaktion med mig:

a) Utspädd svavelsyra:

Bildar motsvarande salter med Me, som står i en serie spänningar till vänster om väte (förutom Pb):

H 2 SO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + H 2

Ersätter flyktiga syror från deras salter:

H2SO4 + 2NaCl \u003d Na2SO4 + 2HCl

Ersätter svagare syror från deras salter:

H 2 SO 4 + Na 2 CO 3 \u003d Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

Interagerar med basiska och amfotära oxider:

H 2 SO 4 + CaO \u003d CaSO 4 + H 2 O

Interagerar med baser:

När natriumhydroxid neutraliseras med svavelsyra är bildningen av ett genomsnittligt och surt salt möjligt, beroende på förhållandet mellan reagenserna.

Med ett överskott av alkali bildas ett genomsnittligt salt:

2NaOH (ex) + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Full jonisk ekvation:

2Na + + 2OH - + 2H + + SO42- = 2Na + + SO42- + 2H2O

Med ett överskott av syra bildas ett surt salt:

NaOH + H 2 SO 4 (ex) \u003d NaHSO 4 + 2H 2 O

Full jonisk ekvation:

Na + + OH - + H + + HSO4- = Na + + HSO4 - + 2H2O

När aluminiumhydroxid reagerar med svavelsyra är bildningen av mellanliggande och basiska salter möjlig, eftersom Al (OH) 3 är en svag bas och H 2 SO 4 är en stark syra. Det beror på förhållandet mellan komponenterna.

Med ett överskott av svavelsyra bildas ett genomsnittligt salt:

2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 (ex) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Full jonisk ekvation:

2Al(OH)3 + 6H + + 3SO42- = 2Al +3 + 3SO42- + 6H2O

Med ett förhållande av 1 mol Al (OH) 3 per 1 mol H 2 SO 4 erhålls ett monobasiskt salt:

Al (OH) 3 + H 2 SO 4 \u003d Al (OH) SO 4 + 2H 2 O

Full jonisk ekvation:

Al(OH)3 + 2H + + SO42- = Al(OH)2+ + SO42- + 2H2O

Med ett förhållande av 2 mol Al (OH) 3 per 1 mol H 2 SO 4 erhålls ett tvåbasiskt salt:

2Al(OH)3 + H2SO4 = 2SO4 + 2H2O

Full jonisk ekvation:

2Al(OH)3 + 2H + + SO42- = 2 + + SO42- + 2H2O

b) Koncentrerad svavelsyra - ett starkt oxidationsmedel: vid interaktion med:

Inactive Me - reduceras till SO 2:

2Ag + 2H 2 SO 4 \u003d Ag 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O

Alkaline earth Me och magnesium - upp till S:

3Mg + 4H 2 SO 4 \u003d 3MgSO 4 + S + 4H 2 O

Alkaline Me och zink - upp till H 2 S:

8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O

Al, Fe och Cr passiveras (blir inaktiva på grund av bildningen skyddsfilm) koncentrerad svavelsyra i kyla (därför transporteras H 2 SO 4 med en koncentration över 75 % i järnbehållare), men vid upphettning oxideras de av den med bildning av sulfater av dessa metaller.

Oxidationsförmågan hos utspädda och koncentrerade syror är olika:

a) I reaktioner med utspädd svavelsyra med metaller är Me reduktionsmedlet och syran (mer exakt väte) är oxidationsmedlet:

Mg + H 2 SO 4 (razb) \u003d MgSO 4 + H 2

b) I reaktioner med koncentrerad svavelsyra med metaller är Me ett reduktionsmedel och syra (mer exakt, svavel) är ett oxidationsmedel:

Mg + 2H2SO4 (konc) = MgSO4 + SO2 + 2H2O

3) Interaktion med NeMe: oxiderar en icke-metall till en syra i högsta oxidationstillstånd eller till en oxid (om syran är instabil), den reduceras själv till SO 2:

C + 2H2SO4 (konc) = CO2 + 2SO2 + 2H2O

S + 2H2SO4 (konc) = 3S02 + 2H2O

2P + 5H2SO4 (konc) = 5SO2 + 2H3PO4 + 2H2O

4) Koncentrerad svavelsyra oxiderar många komplexa ämnen:

2KBr + 2H 2 SO 4 (konc) \u003d SO 2 + Br 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

8KI + 5H2SO4 (konc) = H2S + 4I2 + 4K2SO4 + 4H2O

H2S + H2SO4 (konc) = SO2 + S + H2O

5) Interaktion med baser och amfotära hydroxider:

H 2 SO 4 + 2NaOH (ex) \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H2SO4 (konc) + NaOH = NaHSO4 + 2H2O

H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O

6) Interaktion med basiska och amfotära oxider:

CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

7) Går in i utbytesreaktioner med medium, sura och basiska salter, om en gas, fällning eller lågdissocierande ämne bildas:

CaCO 3 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + CO 2 + H 2 O

NaHCO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

(CuOH) 2 CO 3 + 2H 2 SO 4 \u003d 2CuSO 4 + CO 2 + 3H 2 O

8) Kan omvandla mediumsalter till sura (eller sura till mer sura):

CaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ca (HSO 4) 2

CaHPO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ca (H 2 PO 4) 2 + CaSO 4

9) 100 % svavelsyra förkolnar organiskt material:

C 12 H 22 O 11 (tv) + H 2 SO 4 \u003d 12C (tv) + H 2 SO 4 * 11H 2 O

10) Kvalitativ reaktion på sulfater och svavelsyra:

BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCL

(bildning av en vit fällning av bariumsulfat, olöslig i syror)

3. Selen

Selen är ett kemiskt element i den 16:e gruppen, den 4:e perioden i det periodiska systemet, har atomnummer 34, betecknat med symbolen Se (lat. Selen).

Atom

Serienummer 34, elektronisk struktur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 .

Valens

Oxidationstillstånd

Elektronnegativitet

Fysikaliska egenskaper

Bräcklig svart icke-metall glänsande på en paus

Allotropa modifieringar

Fast selen har flera allotropa modifieringar:

1) Grå selen (g-Se, "metall selen") - den mest stabila modifieringen med ett hexagonalt kristallgitter

2) Rött kristallint selen - tre monokliniska modifikationer: orange-röd b-Se, mörkröd b-Se, röd g-Se

3) Rött amorft selen

4) Svart glasaktigt selen

När grått selen värms upp ger det en grå smälta och vid ytterligare uppvärmning avdunstar det med bildning av bruna ångor. Med en skarp kylning av ångan kondenserar selen i form av en röd allotrop modifiering.

Att vara i naturen

Innehållet av selen i jordskorpan är cirka 500 mg/t. Huvuddragen i selenets geokemi i jordskorpan bestäms av närheten av dess joniska radie till jonradien för svavel. Selen bildar 37 mineraler, bland vilka ashavalit FeSe, klausthalit PbSe, timannit HgSe, guanahuatite Bi 2 (Se, S) 3, hastit CoSe 2, platina PbBi 2 (S, Se) 3 associerad med olika sulfider bör noteras först och främst. . Finns sällan naturligt selen

Får selen

Betydande mängder selen erhålls från slammet från koppar-elektrolytproduktion, i vilket selen finns i form av silverselenid. Det finns flera sätt att få:

1) oxidativ rostning med sublimering av SeO2;

2) upphettning av slammet med koncentrerad svavelsyra, oxidation av selenföreningar till SeO2 med efterföljande sublimering;

3) oxidativ sintring med soda, omvandling av den resulterande blandningen av selenföreningar till Se(IV)-föreningar och deras reduktion till elementärt selen genom inverkan av SO 2 .

Kemiska egenskaper

Selen är en analog till svavel och uppvisar oxidationstillstånd 2 (H 2 Se), +4 (SeO 2) och +6 (H 2 SeO 4). Men till skillnad från svavel är selenföreningar i +6-oxidationstillståndet de starkaste oxidationsmedlen, och selenföreningar (-2) är mycket starkare reduktionsmedel än motsvarande svavelföreningar.

Det enkla ämnet selen är mycket mindre kemiskt aktivt än svavel. Så, till skillnad från svavel, kan selen inte brinna av sig själv i luften. Det är möjligt att oxidera selen endast med ytterligare uppvärmning, under vilken det långsamt brinner med en blå låga och förvandlas till SeO 2-dioxid. Med alkalimetaller reagerar selen (mycket våldsamt) endast när det är smält.

Till skillnad från SO 2 är SeO 2 inte en gas, utan ett kristallint ämne som är mycket lösligt i vatten. Att få selensyra (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) är inte svårare än svavelsyra. Och om de verkar på det med ett starkt oxidationsmedel (till exempel HClO 3), får de selensyra H 2 SeO 4, nästan lika stark som svavelsyra.

Ansökan

Ett av de viktigaste områdena för dess teknologi, produktion och konsumtion är halvledaregenskaperna hos både selen självt och dess många föreningar (selenider), deras legeringar med andra grundämnen, där selen började spela en nyckelroll.

Den stabila selen-74-isotopen gjorde det möjligt att på sin basis skapa en plasmalaser med kolossal förstärkning i den ultravioletta regionen (ungefär en miljard gånger).

Den radioaktiva isotopen selen-75 används som en kraftfull källa för gammastrålning för att upptäcka fel.

Kaliumselenid tillsammans med V 2 O 5 används vid termokemisk produktion av väte och syre från vatten (selencykeln)

4. Tellur

Tellur är ett kemiskt element i den 16:e gruppen, den 5:e perioden i det periodiska systemet, har ett atomnummer av 52; betecknas med symbolen Te (lat. Tellur) .

Atom

Serienummer 52, elektronisk struktur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 4 .

Valens

Oxidationstillstånd

Elektronnegativitet

Att vara i naturen

Fysikaliska egenskaper

Tellur är en spröd, silvervit substans med en metallisk glans. I tunna lager rödbruna i ljuset, i par - gyllengult. Vid uppvärmning blir det plast. Kristallgittret är hexagonalt.

Får tellur

Huvudkällan är slam från elektrolytisk raffinering av koppar och bly. Slammet rostas, telluren blir kvar i asken, som tvättas med saltsyra. Från den resulterande saltsyralösningen isoleras tellur genom att svaveldioxidgas SO 2 leds genom den.

Svavelsyra tillsätts för att separera selen och tellur. I detta fall faller tellurdioxid TeO2 ut och H 2 SeO 3 förblir i lösning.

Tellur reduceras från oxid TeO 2 med kol.

För att rena tellur från svavel och selen används dess förmåga att, under inverkan av ett reduktionsmedel (Al, Zn) i ett alkaliskt medium, passera till löslig dinatriumditellurid Na 2 Te 2:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na2Te2 + 2Na

För att fälla ut tellur passerar luft eller syre genom lösningen:

3Na 2 Te 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4Te + 4NaOH

För att erhålla tellur av hög renhet är det klorerat:

Te + 2Cl2 = TeCl4

Den resulterande tetrakloriden renas genom destillation eller rektifikation. Tetrakloriden hydrolyseras sedan med vatten:

TeCl4 + 2H2O \u003d TeO2 + 4HCl

och den resulterande TeO2 reduceras med väte:

TeO2 + H2 \u003d Te + 2H2O

Kemiska egenskaper

I kemiska föreningar uppvisar tellur oxidationstillstånd av -2; +2; +4; +6. Det är en analog av svavel och selen, men kemiskt mindre aktiv än svavel. Det löser sig i alkalier, lämpar sig för verkan av salpeter- och svavelsyror, men i utspädd saltsyra löser sig svagt. Metalliskt tellur börjar reagera med vatten vid 100 0 C.

Det bildar TeO, TeO 2, TeO 3 föreningar med syre. I form av ett pulver oxiderar det i luft även vid rumstemperatur och bildar TeO 2-oxid. När den värms upp i luft brinner den ut och bildar TeO 2 - en stark förening med mindre flyktighet än tellur i sig. Denna egenskap används för att rena tellur från oxider, som reduceras genom att köra väte vid en temperatur på 500--600°C. Tellurdioxid är dåligt lösligt i vatten, väl - i sura och alkaliska lösningar.

I smält tillstånd är tellur ganska inert, därför används grafit och kvarts som behållarmaterial för dess smältning.

Tellur bildar en förening med väte vid upphettning, reagerar lätt med halogener, interagerar med svavel och fosfor och metaller. När den interagerar med koncentrerad svavelsyra bildar den sulfit. Bildar svaga syror: tellurin (H 2 Te), tellurin (H 2 TeO 3) och tellurin (H 6 TeO 6), vars de flesta salter är dåligt lösliga i vatten.

Ansökan

Tellur används vid tillverkning av legeringar, termoelektriska material, kalkogenidglas och vid tillverkning av gummi.

5. Polonium

Polonium är ett radioaktivt kemiskt element i den 16:e gruppen, den 6:e perioden i det periodiska systemet för D.I. Mendeleev, med atomnummer 84, betecknas med symbolen Po (lat. Polonium)

Atom

Serienummer 84, elektronisk struktur:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 4 .

Valens

Oxidationstillstånd

Elektronnegativitet

Fysikaliska egenskaper

Under normala förhållanden är det en mjuk silvervit metall.

isotoper

33 poloniumisotoper är kända i intervallet av masstal från 188 till 220. Dessutom är 10 metastabila exciterade tillstånd av poloniumisotoper kända. Den har inga stabila isotoper. De längsta levande isotoper är 209 Po och 208 Po.

Mottagande

I praktiken syntetiseras poloniumnuklid 210 Po artificiellt i gramkvantiteter genom att bestråla metalliskt 209 Bi med termiska neutroner i kärnreaktorer. Den resulterande 210 Bi omvandlas till 210 Po genom β-sönderfall. När samma isotop av vismut bestrålas med protoner enligt reaktionen

209 Bi + p > 209 Po + n

209 Po är poloniumets längsta livslängd.

Kemiska egenskaper

Poloniummetall oxiderar snabbt i luft. Poloniumdioxid (PoO 2) x och poloniummonoxid PoO är kända. Bildar tetrahalider med halogener. Under inverkan av syror går det i lösning med bildning av rosa Po 2+ katjoner:

Po + 2HCl \u003d PoCl2 + H2

När polonium löses i saltsyra i närvaro av magnesium bildas vätepolonium:

Po + Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2Po

som vid rumstemperatur är i flytande tillstånd (från? 36,1 till 35,3 ° C)

Sur poloniumtrioxid PoO 3 och salter av poloniumsyra som inte finns i fritt tillstånd, K 2 PoO 4 polonater, erhölls i indikatormängder. Bildar halogenider av sammansättningen PoX 2 , PoX 4 och PoX 6 . Precis som tellur kan polonium bilda kemiska föreningar med ett antal metaller - polonider.

Polonium är det enda kemiska elementet som bildar ett monoatomiskt enkelt kubiskt kristallgitter vid låga temperaturer.

Ansökan

Polonium-210 i legeringar med beryllium och bor används för att tillverka kompakta och mycket kraftfulla neutronkällor som praktiskt taget inte producerar g-strålning.

Polonium-210 används ofta för att jonisera gaser (särskilt luft).

Ett viktigt användningsområde för polonium-210 är dess användning i form av legeringar med bly, yttrium eller ensamt för produktion av kraftfulla och mycket kompakta värmekällor för autonoma installationer, till exempel rymdanläggningar.

Polonium-210 kan fungera som ett ämne i en legering med en lätt isotop av litium (6 Li), vilket avsevärt kan minska kritisk massa kärnladdning och fungera som en slags kärnsprängkapsel

6. Livermorium

Livermomry (lat. Livermorium, Lv), var tidigare känt som unungemxium (lat. Ununhexium, Uuh) och eka-polonium - det 116:e kemiska elementet, tillhör den 16:e gruppen och den 7:e perioden av det periodiska systemet, atomnummer - - 116 , atommassan för den mest stabila isotopen är 293. Ett artificiellt syntetiserat radioaktivt element förekommer inte i naturen.

Atom

Serienummer 116, elektronisk struktur:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 6 7s 2 6d 10 5f 4 1.

Valens

isotoper

Mottagande

Livermorium-isotoper har producerats genom kärnreaktioner:

och även som ett resultat av b-förfallet av 294 Uuo:

Kemiska egenskaper

Livermorium är en medlem av kalkogengruppen, där det kommer efter polonium. De kemiska egenskaperna hos livermorium kommer dock att skilja sig avsevärt från de för polonium, så det kommer inte att vara svårt att separera dessa element.

Det antas att det huvudsakliga och mest stabila oxidationstillståndet för levermorium kommer att vara +2. Livermorium kommer att bilda livermoriumoxid med syre (LvO), LvHal 2-halider.

Med fluor, eller under hårdare förhållanden, kommer livermorium också att kunna uppvisa ett oxidationstillstånd på +4 (LvF 4). Livermorium kan uppvisa ett sådant oxidationstillstånd både i katjoner och form, som polonium, levermorinsyra eller dess salter - livermoriter (eller livermorater), till exempel K 2 LvO 3 - till exempel kaliumlevermorit.

Livermoriter, liksom andra livermoriumföreningar med ett oxidationstillstånd på +4, kommer att uppvisa starka oxiderande egenskaper liknande permanganater. Till skillnad från de lättare grundämnena antas det att ett +6 oxidationstillstånd för livermorium förmodligen skulle vara omöjligt på grund av den extremt höga energi som krävs för att koppla bort 7s 2 elektronskalet, så det högsta oxidationstillståndet för livermorium skulle vara +4.

Med starka reduktionsmedel (alkalimetaller eller alkaliska jordartsmetaller) är ett oxidationstillstånd på -2 också möjligt (till exempel skulle föreningen CaLv kallas kalciumlevermorid). Livermorider kommer dock att vara mycket instabila och uppvisa starkt reducerande egenskaper, eftersom bildningen av Lv 2-anjonen och införlivandet av ytterligare två elektroner är ofördelaktigt för huvudskalet av 7p-elektronerna, och den förmodade kemin av livermorium gör bildningen av katjoner mycket fördelaktigare än anjoner.

Med väte antas bildningen av H 2 Lv hydrid, som kommer att kallas levermorehydrogen. Mycket intressanta egenskaper förväntas för levermorväte, till exempel antas möjligheten till "överhybridisering" - oinvolverade 7s 2 elektronmoln av livermorium kan bilda en ytterligare ömsesidig bindning mellan sig, och en sådan bindning kommer något att likna en vätebindning, därför egenskaperna av lever och väte kan skilja sig från egenskaperna hos kalkogenväten hos lättare analoger. Livermorehydrogen, trots att levermorium kommer att vara en unik metall, kommer inte helt att upprepa egenskaperna hos metallhydrider och kommer att behålla en i stort sett kovalent karaktär.

Liknande dokument

Allmänna egenskaper hos de kemiska elementen i grupp IV i det periodiska systemet, deras närvaro i naturen och föreningar med andra icke-metaller. Skaffa germanium, tenn och bly. Fysikalisk-kemiska egenskaper hos metaller i titanundergruppen. Omfattningar av zirkonium.

presentation, tillagd 2014-04-23


Allmänna egenskaper hos elementen i grupp I, deras kemiska och fysikaliska egenskaper, upptäcktens historia och egenskaper hos metoder för att erhålla. Litium och dess föreningar. Regelbundenheter i strukturen av alkalimetallatomer. Lagringsregler för vissa delar av denna grupp.

presentation, tillagd 2012-11-30


Egenskaper av kväve - ett element i den 15: e gruppen av den andra perioden av det periodiska systemet av kemiska element av D. Mendeleev. Funktioner för produktion och användning av kväve. Grundämnes fysikaliska och kemiska egenskaper. Användningen av kväve, dess betydelse i mänskligt liv.

presentation, tillagd 2011-12-26


Bekantskap med de viktigaste kemiska elementen som presenteras i det periodiska systemet av D. Mendeleev. Övervägande av klassificeringen av biogena element. Spårämnen som biologiskt aktiva atomer i enzymcentra. Karakterisering av egenskaperna hos s-element.

presentation, tillagd 00.00.0000


Upptäckten av den periodiska lagen och utvecklingen av det periodiska systemet av kemiska grundämnen D.I. Mendelejev. Sök efter funktionella överensstämmelser mellan de individuella egenskaperna hos element och deras atomvikter. Perioder, grupper, undergrupper av det periodiska systemet.

abstrakt, tillagt 2009-11-21


Huvudklasser av oorganiska föreningar. Förekomsten av kemiska grundämnen. Allmänna kemilagar för s-element i grupperna I, II och III i det periodiska systemet D.I. Mendeleev: fysikaliska, kemiska egenskaper, produktionsmetoder, biologisk roll.

handledning, tillagd 2011-03-02


Upptäcktshistoria och plats i det periodiska systemet av kemiska grundämnen D.I. Mendeleev halogener: fluor, klor, brom, jod och astatin. Kemiska och fysikaliska egenskaper hos grundämnen, deras tillämpning. Överflöd av grundämnen och produktion av enkla ämnen.

presentation, tillagd 2014-03-13


Studiet av begreppet och grundläggande egenskaper hos halogener - kemiska element (fluor, klor, brom, jod och astatin) som utgör huvudundergruppen av grupp VII i det periodiska systemet D.I. Mendelejev. Positiva och negativa effekter av halogener på människokroppen.

presentation, tillagd 2011-10-20


Fysikaliska och kemiska egenskaper hos halogener, deras position i Mendeleevs periodiska system för grundämnen. De viktigaste källorna och biologiska betydelsen av klor, brom, jod, fluor. Att hitta halogener i naturen, deras produktion och industriella användning.

presentation, tillagd 2014-01-12


Metaller. Metoder för att erhålla metaller. Kemiska egenskaper hos metaller. Egenskaper för metaller i huvudundergruppen av grupp I. Egenskaper för elementen i huvudundergruppen i grupp II. Egenskaper för elementen i huvudundergruppen i grupp III. Aluminium. övergångsmetaller

V- och A-grupperna i det periodiska systemet inkluderar: syre 8O, Svavel 16S, Selenium 34Se, tellur 52Te och radioaktivt Polonium 84Ro. Det vanliga namnet på dessa element "kalkogener" (översatt från grekiska - de som föder kopparmalm) beror på det faktum att i naturen finns elementen i denna undergrupp (förutom syre) oftast i form av kopparföreningar: sulfider, selenider och liknande.
Med en minskning av joniseringsenergin i O - S - Se - Te - Po-serien ändras egenskaperna hos kalkogener från icke-metalliska till metalliska: syre och svavel är typiska icke-metaller, selen och tellur är metalloider, polonium är en metall.
I grundtillståndet har kalkogenatomer ett yttre lager elektronisk konfiguration ns2nр4, med ett jämnt antal valenselektroner, varav två är oparade. Och detta leder redan i enkla föreningar till den alternativa möjligheten att antingen bilda en multipelbindning mellan två atomer i E2-molekylen eller en enkelbindning i kedjestrukturer. På grund av den höga elektrontätheten och starka interelektronrepulsion visar sig elektronaffiniteten för syre och styrkan hos E–E-enkelbindningen vara lägre än för svavel, selen och tellur. Syre kan bilda starka pπ-pπ-bindningar med andra atomer, till exempel med syre (O2, O3), kol, kväve, fosfor. För svavel och dess analoger är enkelbindningar energimässigt gynnsamma. De kännetecknas av fenomenet katenering (förmågan hos atomer av element att kombinera till ringar eller kedjor).
Syre, liksom andra element i den andra perioden, skiljer sig i egenskaper från elementen i sin undergrupp. Svavlets egenskaper liknar mer selen och tellur än syre och polonium.
Syre, som inte har en ledig d-orbital, är bivalent i de flesta föreningar, medan andra kalkogener kan bilda upp till sex valensbindningar. Vid övergång från syre till polonium ökar atomernas storlek och deras möjliga koordinationstal, medan värdet på joniseringsenergin och elektronegativiteten minskar. Syrets elektronegativitet är näst efter fluors. Föreningar i vilka syre uppvisar ett oxidationstillstånd på +2 är starka oxidationsmedel och är mycket instabila. Alla andra kalkogener visar ett högt oxidationstillstånd (6). Stabiliteten för E + 6 minskar från svavel till polonium, för vilka föreningar med ett oxidationstillstånd på +4, +2 är stabila (vilket förklaras av en ökning av styrkan hos bindningen mellan 6s2 elektroner och kärnan).
3.2 Att vara i naturen
Syre är det vanligaste grundämnet i jordskorpan (innehållet är 49 % av dess totala massa). Syre finns i vatten, kiseldioxid, kalksten, marmor, basalt, bauxit, hematit och många andra mineraler och stenar. Jordens atmosfär innehåller cirka 21 % (i volym) syre i form av ett enkelt ämne - syre O2. Atmosfäriskt syre är av biologiskt ursprung och bildas i gröna växter under fotosyntesen.
Andra kalkogener är mycket mindre vanliga. Deras innehåll (vikt%) Minskar med ökande serienummer: S - 0,0048; Se—8 10-5; Det är 1 10-6; Ro - 2 10-14. Svavel, selen och tellur är koncentrerade i malmfyndigheter, där de till övervägande del kombineras med metaller. En betydande del av svavel är i sitt ursprungliga tillstånd (vulkaniskt svavel), eller i form av sulfider och sulfater. De viktigaste svavelmineralerna är: FeS2 (pyrit eller järnkis) ZnS (zinkblandning) HgS (cinnober) PbS (blyglans); CuFeS2 (chalcopyrite), CaSO4 · 2 H2O (gips), Na2SO4 · 10H2O (mirabilite), etc. Mycket svavel finns i olja och petroleumgaser och skapar konstgjorda (rörledningskorrosion) och miljöproblem. Svavel är en del av proteiner. Selen och tellur, sällsynta grundämnen i naturen, finns som föroreningar i liknande naturliga svavelföreningar. Polonium, som en sönderfallsprodukt av uran, finns i uranmalm (halveringstiden för 210Ро är 138,4 dagar).
3.3 Fysikaliska egenskaper och allotropi
Grundämnet syre finns i den fria formen av två allotropa modifieringar - syre O2 och mindre stabil ozon O3. Syre är en färglös gas, luktfri och smaklös, något tyngre än luft. Smält- och kokpunkten är -183 ° C respektive -219 ° C. Lösligheten i vatten vid 0 ° C är 4,89 volymer per 100 volymer vatten. Ozon bildas i den övre atmosfären under påverkan av ultraviolett strålning och under blixtnedslag. Ozon är en färglös gas, Tm. = -193°C, Тb.p. \u003d -112 ° C, löslig i vatten (vid 0 ° C - 1,82 volymer per 100 volymer vatten. Till skillnad från syre har ozon en karakteristisk stickande lukt.
För svavel är flera allotropa modifikationer kända. De mest stabila är rombiska (α-svavel) och monokliniska (β-svavel), som består av cykliska S8-molekyler belägna på platserna för rombiska och monokliniska kristallgitter. Rombiskt svavel är stabilt vid rumstemperatur - en fast, lågsmältande kristallin substans, ljusgul till färgen, praktiskt taget olöslig i vatten, löslig i organiska lösningsmedel. När den värms upp till cirka 96°C blir den monoklinisk (långa ljusgula kristaller). Om smält svavel hälls i kallt vatten, bildas mörkbrunt plastsvavel (molekyler med öppna kedjor, slutna molekyler S4, S6).
Polymorfismen av selen och tellur är förknippad med det sätt på vilket molekylkedjor och cykler packas i kristaller. De röda monokliniska modifieringarna av selen (α, β, γ) som bildas under kristalliseringen av selenlösningar i koldisulfid består av cykliska Se8-molekyler. Amorft rött selen faller ut från dess vattenlösningar under inverkan av reduktionsmedel. Den mest termodynamiskt stabila grå hexagonala modifieringen av selen har en metallisk lyster (Tm. = 200 ° C). Den bildas genom uppvärmning av alla andra modifieringar och består av ogrenade spiralformade polymerkedjor Sen.
För tellur är endast en hexagonal modifikation känd (Tm. = 452 ° C), liknande selen. Det finns svaga intermolekylära bindningar mellan kedjorna, så selen och tellur smälter vid relativt låga temperaturer. På grund av denna struktur bildar selen och tellur en kontinuerlig serie av fasta lösningar med en slumpmässig växling av Se-atomer och sedan i spiralformade kedjor.
Metalliskt polonium finns i form av två kristallina modifikationer: lågtemperaturkubisk och högtemperaturhexagonal. För båda modifieringarna observeras en ökning av det elektriska motståndet som är typiskt för metaller vid upphettning.
I O - S - Se - Te - Po-serien, med en ökning av atomernas radie, ökar den intermolekylära interaktionen, vilket leder till en ökning av smält- och kokpunkterna. Syre och svavel är typiska dielektrika, selen och tellur är halvledare och polonium är en ledare.
3.4 Metoder för utvinning av enkla ämnen
Inom industrin produceras syre genom elektrolys av vatten, såväl som genom flerstegsdestillation av flytande luft (eftersom kokpunkten för syre (-183 ° C) är högre än kokpunkten för kväve (-195,8 ° C).
Syre av mycket hög renhet erhålls genom reaktionerna: 2BaO + O2 2BaO2; 2BaO22BaO + О2
Under laboratorieförhållanden erhålls syre: 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 2KClO3 2KCl + 3O2 2NaNO3 2NaNO2 + O2 2 H2O2 2 H2O + O2 2 HgO 2 Hg + O2.
Svavel inom industrin är lättare att utvinna från underjordiska fyndigheter med gruvmetoden eller genom att smälta det från berget under inverkan av varmvattenånga.
Från naturgaser som innehåller svavelväte produceras svavel genom att oxidera det till svaveldioxid SO2 och sedan reagera SO2 med H2S i närvaro av järn- och aluminiumoxidkatalysatorer:
SO2 + H2S → 3S + H2O.
Pyrit är också en viktig källa för svavelextraktion:
FeS2 → FeS + S.
Den huvudsakliga källan till selen och tellur är rester (slam) efter elektrolytisk rening av koppar, avfall från sulfat- och massa- och pappersproduktion, malmer, i vilka dessa grundämnen är i form av kalkogenider.
Inom industrin utsätts slam som innehåller selen och tellur för oxidativ rostning med soda vid 650 ° C:
Ag2Se + Na2CO3 + O2 → 2Ag + Na2SeO3 + CO2;
Cu2Te + Na2CO3 + 2O2 → 2CuO + Na2TeO3 + CO2.
Separation av selen och tellur uppnås genom behandling med en lösning av svavelsyra, medan tellur fälls ut i form av hydratiserad oxid (som löses på ängar och elektrolytiskt reduceras till tellur), och selensyra H2SeO3 förblir i lösning, från vilken rött selen fälls ut under inverkan av SO2.
Metalliskt polonium erhålls genom termisk nedbrytning av poloniumsulfid eller poloniumdioxid i vakuum, följt av sublimering av metallen, samt reduktion av PoO2 med väte (eller reduktion av PoBr2 med torr ammoniak vid 2000C).
3.5 Kemiska egenskaper hos syre och dess föreningar
De flesta metaller och icke-metaller kombineras med syre för att bilda oxider:
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3;
4P + 5O2 → P4O10;
S + O2 → SO2.
Syre reagerar inte direkt bara med inerta gaser, halogener (förutom fluor), silver, guld och platinametaller(med undantag för osmium). Syrets reaktivitet är starkt beroende av temperatur och närvaron av vatten. I vissa fall är interaktionshastigheten så hög att en explosion inträffar (till exempel H2, CH4, CO). Explosiva är blandningar av luft med koldamm, mjöl och andra fint spridda ämnen.
Ozon är ett starkt oxidationsmedel på grund av det atomära syre som bildas under dess nedbrytning: O3 → O2 + O ∙.
I ozonatmosfären antänds många organiska ämnen spontant, det oxiderar lätt koppar, silver och kvicksilver; Under påverkan av ozon omvandlas sulfider till sulfater. I laboratoriet produceras den genom att tysta elektriska urladdningar passerar genom syre. En karakteristisk reaktion på ozon är blått stärkelsejodpapper:
O3 + 2KI + → I2 + O2 + 2KOH.
I föreningar uppvisar syre oxidationstillstånd +2, +1, -1, -2.
Karakteristiskt oxidationstillstånd: 2. Viktiga syreföreningar med ett oxidationstillstånd på -2 är oxider. Oxider av alla grundämnen är kända förutom tre inerta gaser - inte, Ne, Ar.
I perioder sker en gradvis övergång från basiska oxider till sura. Så för element från den tredje perioden: Na2O, MgO Al2O3 SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 Basiska oxider Amfoter oxid Sura oxider Basiska oxider bildar baser med vatten: MgO + H2O → Mg (OH) 2; sura - syror: SO3 + H2O → H2SO4. Basiska och sura oxider reagerar med varandra och bildar salter: MgO + SO3 → MgSO4.
När alkalimetaller interagerar med syre bildas peroxider, där syre har ett oxidationstillstånd på 1: 2Na + O2 → Na2O2. Bland peroxider är väteperoxid H2O2 av största praktiska betydelse. H2O2 är blandbar med vatten i valfritt förhållande. I praktiken används 3% och 30% H2O2-lösningar (30% väteperoxid kallas perhydrol). 80% väteperoxid erhålls genom elektrolys av en lösning av H2SO4 med en koncentration av minst 50% eller genom inverkan av utspädd svavelsyra på bariumperoxid vid 0°C. H2O2 i vattenlösningar finns i form av ett dihydrat, det är en svag syra, föreningen är instabil, sönderdelas vid upphettning och i ljus med frigöring av syre: 2 H2O2 → 2 H2O + O2. Väteperoxid kännetecknas av redoxegenskaper, men oxiderande egenskaper dominerar.
Till exempel KNO2 + H2O2-1 → KNO3 + H2O-2 oxidationsmedel Ag2O + H2O2-1 → 2Ag + O20 + H2O reduktionsmedel Peroxidernas egenskap att interagera med koldioxid används i gasmasker och ubåtar:
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
Dessutom, vid interaktion med alkalimetaller, nämligen: kalium, rubidium, cesium, bildas superoxid (till exempel K2O4), där syre har ett oxidationstillstånd på -1/2. När alkalimetaller interagerar med ozon bildas ozonider (till exempel KO3), där syre har ett oxidationstillstånd på -1/3. .
Syre uppvisar positiva oxidationstillstånd +1 och +2 endast när det interagerar med fluor och fluorider (F2O2, OF2).
3.6 Kemiska egenskaper hos svavel, selen, tellur och polonium
I serierna från S till Po förbättras metalliska egenskaper, vilket minskar aktivitetsökningen.
Interaktion med enkla ämnen:
Vid rumstemperatur reagerar svavel endast med kvicksilver, men dess kemiska aktivitet ökar avsevärt vid upphettning (det är lättare att bryta S-S slipsar). Under dessa förhållanden reagerar den direkt med många enkla ämnen. Svavel är ett ganska starkt oxidationsmedel, men det kan också uppvisa reducerande egenskaper (i förhållande till grundämnen med hög elektronegativitet - syre, halogener).
Utspillt kvicksilver kan samlas upp med finmalet svavel: Hg + S → HgS.
Vid uppvärmning förenas selen, tellur och polonium lätt med syre, väte, halogener och även med metaller, på samma sätt som svavel: Se + H2 → H2Se Se + Na → Na2Se
Te + O2 → TeO2 Te2CI2 → TeCl4
I en fluoratmosfär, S, Se, Att brinna för att bilda hexafluorid EF6. Som ett resultat av växelverkan mellan svavel och klor, som accelererar avsevärt vid upphettning, bildas S2Cl2, SCl2. För brom är endast S2Br2 känd, svaveljodider är instabila. Selen och tellur bildar ECl4 under dessa förhållanden.
Interaktion med vatten:
Svavel och selen interagerar inte med vatten, tellur reagerar med vatten vid en temperatur på 100-1600C: Te + 2H2O → TeO2 + 2H2
Interaktion med alkalier:
Svavel, selen, tellur interagerar med alkalier under kokning (disproportioneringsreaktion):
3E + 6KOH → 2K2E + K2EO3 + 3H2O.
I alkalismältor oxideras de till de högsta oxidationstillstånden:
2Se + 4KOH + 3O2 → 2K2SeO4 + 2H2O.
Interaktion med syror:
Svavel och selen reagerar inte med vattenlösningar av syror, även om de löser sig i koncentrerad svavelsyra och salpetersyra:
3S + 4 HNO3 (konc.) → 3 SO2 + 4 NO + 2H2O;
Se + 4 HNO3 (konc.) → 2 H2SeO3 + 4N02 + 2H2O.
Tellur är också inert mot icke-oxiderande syror. Utspädd salpetersyra oxiderar den till tellersyra H2TeO3, koncentrerad salpetersyra till oxohydroxonitrat och hypoklorsyra till orthotelurinsyra H6TeO6.
Polonium löser sig lätt i syror och bildar tvåvärda salter (rosa), som snabbt oxiderar till fyrvärda poloniumföreningar (gul).
Karakteristiska oxidationstillstånd i föreningar: 2, +2, +4, +6.
Oxidationstillståndet -2 är typiskt för väteföreningar av kalkogener, såväl som deras syrefria salter.
Hydrider av alla kalkogener är kända, med undantag av poloniumhydrid, som endast erhölls i restmängder och inte har karaktäriserats praktiskt.
I serien H2S-H2Se-H2Te, på grund av en ökning av storleken på kalkogenatomer, är längden H-E anslutningarökar, bindningsenergin, bildningsenergin och den termodynamiska stabiliteten för H2E-molekyler minskar, intermolekylär interaktion ökar, och följaktligen ökar smält- och kokpunkterna.
Alla H2E-hydrider är giftiga gaser med en obehaglig lukt.
I praktiken produceras H2S genom inverkan av utspädda syror på metallsulfider. Till exempel:
FeS + HCl → FeCl2 + H2S.
H2S är ett mycket starkt reduktionsmedel.
Silver- och kopparsaker i luften eller i vatten som innehåller svavelväte mattas på grund av bildningen av motsvarande sulfider: 4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S + 2H2O
Selenid och telurid (H2Se, H2Te) av väte kan erhållas genom inverkan av vatten eller syror på selenider och talider av vissa metaller:
Al2Te3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2Te.
I vattenlösningar oxideras de snabbt av atmosfäriskt syre:
2H2E + O2 → 2H2O + 2E (där E är Se eller To).
Kalkogenvatten brinner i luften med bildning av dioxider, och med brist på ett oxidationsmedel är bildningen av enkla ämnen också möjlig.
2H2E + O2 → 2H2O + 2 E02.
När det löses i vatten bildar H2E motsvarande svaga tvåbasiska syror. Förmågan att dissociera, syrors styrka och reducerande egenskaper ökar i serierna H2S, H2Se, H2Te.
Hydrosulfidsyra och dess salter fungerar som reduktionsmedel, oxiderar till fritt svavel, svaveldioxid, polytionater, svavelsyra. I2 + H2S → 2HI + S; H2S + 4 Cl2 + 4 H2O → H2SO4 + 8 HCl.
Svavel kännetecknas av bildandet av polysulfaner H2Sn (n = 2-8), de är instabila och lätt oxiderade och oproportionerliga till H2S och S.
Bland sulfider är endast salter av alkali, alkaliska jordartsmetaller och ammonium lösliga. Sulfider MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS är dåligt lösliga i vatten, lösliga i starka icke-oxiderande syror; CdS, CuS, PbS, Sb2S3, As2S3, SnS, SnS2 (bladguld) är helt olösliga. Många sulfider är färgade. Sulfider erhålls genom direkt interaktion av enkla ämnen, exponering för vätesulfidmetaller eller genom reduktion av hydroxisyror. Olösliga sulfider kan erhållas genom utbytesreaktionen: СdSO4 + H2S → CdS ↓ + H2SO4. Sulfider, särskilt lösliga sådana, är starka reduktionsmedel.
Dessutom kan svavel, selen och tellur bilda polysulfider, polyselenider och polytelurider.
3,7 syresatta kalkogenföreningar
+4 oxidationstillstånd
Svavel (IV) oxid SO2 - svaveldioxid, färglös, med en mycket kvav lukt. SeO2, TeO2, PoO2 är fasta ämnen. Samtidigt är SO2, SeO2 sura oxider, TeO2 är en amfoter oxid, PoO2 är en basisk oxid.
SO2, TeO2, SeO2 uppvisar redoxegenskaper:
2SO2 + O2 → 2 SO3 (SO2 är ett reduktionsmedel)
2H2S + SO2 → 2H2O + S (SO2 är ett oxidationsmedel).
SO2 är av största industriella betydelse, som produceras av reaktionen: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
SO2 kan erhållas genom att bränna svavel S + O2 → SO2.
I laboratoriet - under verkan av koncentrerad H2SO4 på kopparspån:

SO2 är en typisk sur oxid: den reagerar med basiska oxider och hydroxider och bildar sulfiter: Na2O + SO2. → Na2S03.
När SO2 löser sig i vatten bildas sulfitsyra (eller svavelsyra).
SO2 + H2O → H2SO3.
Detta är en dibasisk syra av medelstyrka, som endast finns i utspädda lösningar, oxiderar till H2SO4 i luft. 2H2S03 + O2 → 2H2S04. Svavelsyra uppvisar redoxegenskaper (men mer karakteristiska för dess reducerande egenskaper): reducerande egenskaper: H2SO3 + Cl2 + H2O → H2SO4 + 2HCl; oxiderande egenskaper: H2SO3 + 2 H2S → 3S + 3H2O.
H2SO3 bildar medelsalter - sulfiter och sura - hydrosulfiter. Sulfiter av aktiva metaller sönderdelas vid upphettning och bildar sulfider och sulfater: 4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4.
Sulfiter kan återställa fritt svavel:
Na2S03 + S → Na2S2O3. natriumtiosulfat
I serien H2SO3 → H2SeO3 → H2TeO3 minskar syrornas styrka, och de reducerande egenskaperna minskar också. Oxiderande egenskaper är mest uttalade i H2SeO3.
+6 oxidationstillstånd
Bland trioxiden högsta värde har svavel(VI)oxid SO3 - svavelsyraanhydrid - en transparent vätska, som erhålls genom att oxidera SO2 vid en temperatur på 400 - 6000C i närvaro av en katalysator (V2O5):
2S02 + O2 → 2S03.
Det bildas också under termisk nedbrytning av sulfater och pyrosulfat:
Na2S2O7 → SO3 + Na2S04.
SO3 är en av de mest reaktiva svavelföreningarna. Visar oxiderande egenskaper, till exempel:
SO3 + C → 2SO2 + CO2.
När SO3 löser sig i vatten bildas en stark sulfatsyra (svavelsyra).
Vattenfri svavelsyra H2SO4 är en av den kemiska industrins viktigaste produkter. Det är en färglös oljig substans med en densitet på 1,84 g/cm3. Svavelsyra blandas med vatten i vilket förhållande som helst, denna process åtföljs av frigörandet av en stor mängd värme, blandningen kan till och med koka, stänka (därför är det nödvändigt att tillsätta syra till vatten, och inte vice versa). Koncentrerad svavelsyra används som ett avfuktande gastorkmedel.
Det bryts med kontakt och nitrösa metoder. Vid produktion av svavelsyra löses SO3 inte i vatten, utan i en koncentrerad lösning av svavelsyra, eftersom gasformig SO3, när den löses i vatten, reagerar med vattenånga ovanför vattenytan och bildar en betydande del av H2SO4 i formen av en dimma. En lösning av SO3 i H2SO4 kallas tekniskt oleum. Inom industrin bryts oleum som innehåller 20-65 % SO3. För att få koncentrerad H2SO4 blandas oleum med svavelsyra och innehåller lite vatten.
I kontaktmetoden för produktion av svavelsyra förekommer följande processer:
Steg I: 4FeS2 + 1102 → 2Fe2O3 + 8SO2;
II steg: 2SO2 + O2 → 2SO3 (V2O5-katalysator)
Steg III: SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (oleum)
Steg IV: H2S2O7 + H2O → 2H2SO4.
Nitrösa sätt:
SO2 + NO2 → SO3 + NO;
SO3 + H2O → H2SO4 (≈75%)
2NO + O2 → 2NO2 (återgå till reaktionen).
Koncentrerad svavelsyra är ett ganska starkt oxidationsmedel.
Aktiva metaller (Mg, Zn) kan reducera koncentrerad H2SO4 till H2S, S eller SO2.
4Zn + 5H2SO4 → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Cu, Ag, Hg reducerar H2SO4 till SO2:
Cu + 2H2SO4 → CuS04 + SO2 + 2H2O.
Under inverkan av koncentrerad syra på Fe, Mn, Te, V, Cr, Al, etc. sker passivering - oxidfilmer av metaller med hög oxidationsgrad bildas.
Koncentrerad H2SO4 kan oxidera C, P, S:
2 H2SO4 + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O;
5 H2SO4 + 2P → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Vätebromid och vätejodid under inverkan av koncentrerad H2SO4 oxideras till fria halogener:
8HI + H2S04 → 4I2 + H2S + 4H2O.
Utspädd svavelsyra uppvisar inte märkbara oxiderande egenskaper.
Till skillnad från koncentrerad H2SO4, reagerar utspädd H2SO4 endast med metaller som finns i spänningsserien upp till väte:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2.
Salter av svavelsyra - sulfater, lös väl i vatten. De tenderar att bilda hydrater. BaSO4, SrSO4, PbSO4 är dåligt lösliga. Sulfater kännetecknas av hög termisk stabilitet, sönderdelas vid kraftig uppvärmning med frigöring av metalloxid, SO2 och O2.
Vätesulfater bildar vid upphettning pyrosulfat eller disulfat, salter av disulfatsyra:
2NaHS04 → Na2S2O7 + H2O;
Na2S2O7 → Na2S04 + SO3.
Selensyraanhydrid SeO3 är ett vitt hygroskopiskt ämne som i många egenskaper liknar SO3. SeO3 är ett mycket starkt oxidationsmedel. När det löses i vatten bildar det selensyra H2SeO4. Det erhålls genom att oxidera selensyra med en koncentrerad lösning av väteperoxid:
H2SeO3 + H2O2 → H2SeO4 + H2O.
TeO3 är en vit instabil fast förening, till skillnad från SO3 och SeO3, hydratiserar den praktiskt taget inte, men interagerar snabbt med alkalier för att bilda telurativ. De reducerande egenskaperna hos TeO3 är mycket mindre uttalade än i SeO3.
Tellursyra syntetiseras genom oxidation av tellurdioxid eller tellur, såväl som genom utbytesreaktioner. Orthoteluric acid H6TeO6 är ett färglöst kristallint fast ämne, mycket lösligt i vatten.
I serien SO42- → SeO42- → H5TeO6- observeras en icke-monoton förändring i termodynamisk stabilitet och oxidationsförmåga: selensyra och dess salter är termodynamiskt mindre stabila. Oxiderande egenskaper är mest uttalade i H2SeO4: det frigör klor med koncentrerad HCl, löser upp koppar och till och med guld utan att värma upp 2 Au + 6 H2SeO3 → Au2 (SeO4) 3 + H2SeO3 + 3 H2O.
Svavel bildar en stor mängd syresatta syror, där svavelets formella oxidationstillstånd är +2, +5 och liknande. Förutom de ovan diskuterade syrorna är det nödvändigt att notera tiosulfatsyra H2S2O3, dition- och polytionsyror H2S2O6 och H2SnOn, peroxodisyrkan H2S2O8, peroxomonosyrkan H2SO5, halosulfonsyror HSO3X. Det är lämpligt att betrakta alla dessa syror som ett resultat av en formell substitution i H2SO4 av den slutliga syreatomen eller hydroxylgruppen med en isoelektronisk grupp.
Till exempel är tiosulfatsyra en instabil förening som sönderdelas genom reaktionen:
H2S2O3 → S ↓ + SO2 + H2O
Dess salter - tiosulfater - är starka reduktionsmedel:
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl.
Denna reaktion är grunden för användningen av tiosulfat i industrin för att minska överskott av klor i processen för blekning av tyger ("antiklor"). Natriumtiosulfat används i jodometrisk titrering:
I2 + 2Na2SO3 → 2NaI + Na2S4O6 natriumtetrationat.
Tiosulfat bryts ned av syror:
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + S ↓ + SO2 + H2O