Химия элементов VI группы

Размещено на http://www.allbest.ru

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ VI ГРУППЫ

16-ю группу периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева составляют Халькогемны (от греч. чблкпт -- медь (в широком смысле), руда (в узком смысле) и генпт -- рождающий). Это такие химические элементы, как кислород (O), сера (S), селен (Se), теллур (Te), радиоактивный полоний (Po), и искусственно полученный ливерморий (Lv). Все эти элементы встречаются в природе (за исключением Lv), причем каждый из них имеет несколько природных изотопов (за исключением Po). Все они являются р-элементами. Строение валентного уровня их электронных оболочек соответствует формуле ns²np⁴.

кислород сера селен теллур полоний

1. Кислород

Самый распространённый элемент на Земле: в воздухе - 21% по объему (находится в виде О₂ и О₃), в земной коре - 49 % по массе, в гидросфере - 89% по массе, в составе живых организмов - до 65% по массе. В земной коре он содержится в виде различных минералов, которые представляют собой оксиды (например, Al₂O₃, SiO₂, Cu₂O, SnO₂) и соли (например, FeCO₃, CaSO₄, Ca₃(PO₄)₂).

Атом

Порядковый № 8, электронное строение: 1s²2s²2p⁴

Валентность

II, в СО - валентность III за счет ДАС.

Степени окисления

1) -2 - оксиды, гидроксиды, соли;

2) -1 - пероксиды;

3) -1/2, -1/3 - надпероксиды, озониды;

4) +2 - ОF₂, +1 - O₂F₂.

Электроотрицательность

ЭО = 3,5.

Изотопы природного кислорода

О (99,76%), О (0,04%), О (0,20%).

Физические свойства

Кислород - газ без цвета, запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород - голубоватая жидкость, кипящая при -183⁰С. Притягивается магнитом. Твердый кислород - синие кристаллы, плавящиеся при -218,7⁰С.

Строение молекулы

Молекула состоит из двух атомов, связанных двойной связью. Связь - ковалентная неполярная.

Аллотропные модификации (изменения)

О₂ и О₃ (озон).

Способы получения

1) Промышленный способ: перегонка жидкого воздуха;

2) Лабораторный способ: разложение (воздействие t⁰C) некоторых кислородсодержащих веществ

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ (k - MnO₂)

2H2O2 = 2H2O + O2 (k - MnO₂)

2HgO = 2Hg + O₂

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂

Способы собирания кислорода

Химические свойства

1) Взаимодействие с НеMet (кроме фтора и благородных газов): образуются ОКСИДЫ - бинарные соединения с кислородом в степени окисления -2:

Si + O₂ = SiO₂ (t=400-500⁰С)

· При взаимодействии с углеродом, фосфором и мышьяком в зависимости от количества кислорода образуются разные оксиды:

С + О_2(изб) = СО2; С + О_2(нед) = СО

· При взаимодействии с серой последняя окисляется до сернистого газа (дальнейшее воздействие кислородом приводит к образованию высшего оксида - SO₃):

S + O₂ = SO₂

· При взаимодействии с фтором образуется ФТОРИД кислорода:

2F₂ + O₂ = 2OF₂

2) Взаимодействие с Met: образуются основные и амфотерные оксиды:

4Al + 3O₂ = 2AL₂O₃

· При взаимодействии с натрием образуется пероксид:

Na + O₂ = Na₂O₂

· При взаимодействии с калием, рубидием и цезием образуются надпероксиды:

K + O₂ = KO₂

· При взаимодействии с железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (Fe₂O₃*FeO)

· При взаимодействии с марганцем образуется диоксид марганца:

Mn + O2 = MnO₂

3) Взаимодействие со сложными веществами:

· Горение и обжиг сульфидов, водородных соединений:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

· Окисление низших оксидов до высших:

FeO + O₂ = Fe₂O₃

CO + O₂ = CO₂

· Окисление гидроксидов и солей в водных растворах: если вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO₂ + O₂ = 2HNO₃

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

· Окисление в присутствие катализаторов:

аммиака: NH₃ + O₂ = NO + H₂O

органических веществ: C₂H₅OH + O₂ = CH₃-COH и т.п. (k - Cu; t⁰C)

Применение кислорода

Кислород применяют в медицине, на взрывных работах, для сварки металлов, для резки металлов, в авиации для дыхания, в авиации для двигателей, в металлургии.

Содержащийся в атмосфере кислород расходуется в процессе дыхания человека, животных и растений. В процессе хозяйственной деятельности человека кислород расходуется в больших количествах, например при сжигании различных видов топлива (природного газа, метана, угля, древесины):

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

C + O₂ = CO₂

C₆H₁₀O₅ + 6O₂ = 5CO₂ + 6H₂O

Во всех этих процессах образуется оксид углерода (IV). Единственный естественный природный процесс связывания оксида углерода (IV) - процесс фотосинтеза, проходящий в зеленых растениях под действие солнечного света:

6CO₂ + 6H₂O = C₅H₁₂O₆ + O₂ (k - hv)

При этом образуется глюкоза - основа для строительства тканей растений.

Если какое-либо вещество медленно реагирует с кислородом, то такое окисление называют медленным. Это, например, процессы разложения пищевых продуктов, гниения.

Озон

Озон - это аллотропная модификация кислорода.

Физические свойства

Газ, с запахом свежей хвои, бесцветен.

Получение

1) Озонирование воздуха: 3O₂2O₃

2) Во время грозы (в природе);

3) В лаборатории - в озонаторе.

Химические свойства

1) Неустойчив, легко распадается: O₃O₂ + O^.. При этом образуется АТОМАРНЫЙ кислород, очень сильный окислитель. Он обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ-лучи, уничтожает микроорганизмы;

2) Сильный окислитель, сильнее кислорода:

6NO₂ + O₃ = 3N₂O₅

3PbS + 4O₃ = 3PbSO₄

3) Качественная реакция на озон: реакция с йодидом калия, появляется желто-коричневая окраска йода:



2KI + O₃ = 2KOH + I₂ + O₂

Пероксид водорода

Стоит уделить особое внимание этому веществу, так как из всех соединений кислорода именно пероксид водорода чаще всего используют как стерилизационное и антисептическое средство.

Строение молекулы

Н₂О₂ или Н-О-О-Н

Физические свойства

Это бесцветная неустойчивая жидкость. Плотность составляет 1,45 г/см³. Ее концентрированный раствор (30%) взрывоопасен и называется пергидролем.

Получение

Гидролиз пероксидов металлов водой или кислотами:

BaO₂ + H₂SO₄ = H₂O₂ + BaSO₄

Химические свойства

1) Разложение:

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂ (t⁰C, k - MnO₂)

2) Пероксид водорода может быть как окислителем, так и восстановителем:

· Окислительные свойства более характерны - переходит в Н₂О или ОН^-:

Na₂S⁺⁴O₃ + H₂O₂ = Na₂S⁺⁶O₄ + Н₂О

(неметаллы в промежуточной степени окисления окисляет в высшую степень окисления)

2Fe(OH)₂ + H₂O₂ = 2Fe(OH)₃

2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O

(сульфиды переходят в сульфаты)

2Cr⁺³Cl₃ + 3H₂O₂ + 10KOH = 2K₂Cr⁺⁶O₄ + 6KCl + 8H₂0

(любые соединения хрома +3 окисляет в +6)

· Восстановительные свойства - переходит в О₂:

CaOCl₂ + H₂O₂ = CaCl₂ + O₂ + H₂O

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂ + 8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 3H₂O₂ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3O₂ + 7H₂O

Пероксиды и надпероксиды металлов

Химические свойства этих соединений имеют свою особенность: в ОВР, а также в реакциях разложения водой образуется кислород:

Химические свойства

1) Разложение водой:

Na₂O₂ + H₂O = H₂O₂ + NaOH

K₂O₂ + H₂O = H₂O₂ + O₂ + KOH (при t⁰C)

2) Они являются сильными окислителями:

KO₂ + Al = KAlO₂

3) В некоторых реакциях проявляют восстановительные свойства:

2KMnO₄ + 5Na₂O₂ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 5O₂ + 8H₂O

4) Взаимодействуют с углекислым газом:

Na₂O₂ + CO₂ = Na₂CO₃ + O₂

Получение

1) Me (щелочные и Ва) + кислород:

Na + O₂ = Na₂O₂

K + O₂ = KO₂

2) Оксиды металлов + кислород:

2K₂O + 3O₂ = 4KO₂

2. Сера

Сера -- элемент 16-й группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur).

Атом

Порядковый № 16, электронное строение: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴.



Валентность

II, IV, VI.

Степени окисления

1) -2 - сульфиды;

2) 0 - атом;

3) +4 - соли, кислоты;

4) +6 - соли, кислоты.

Электроотрицательность

ЭО = 2,58.

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t_кип = 445⁰С.

Аллотропные модификации

1) Кристаллическая:

· Ромбическая сера - S₈ - наиболее устойчивая модификация;

· Моноклинная сера - темно-желтые иглы. Устойчива при температуре более 960С, при обычных условиях - превращается в ромбическую;

2) Пластическая сера - коричневая резиноподобная (аморфная) масса.

Нахождение в природе

1) Самородная сера;

2) Сульфиды: цинка ZnS, ртути PbS (киноварь), железа FeS₂ (пирит);

3) Сульфаты: гипс CaSO₄*2H₂O, глауберова соль Na₂SO₄*10H₂O.



Получение серы

1) Метод термического разложения сульфидов:

FeS2 = FeS + S

2) Восстановление диоксида серы (IV) углеродом: SO₂ - побочный продукт при выплавке металлов из сернистых руд

SO₂ + C = S + CO₂

3) Окисление сероводорода недостатком кислорода либо диоксидом серы (IV) в смеси SO₂ и H₂O (отходящие пары металлургических и коксовых батарей):

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

(последняя реакция проходит также в природе при извержении вулканов)

4) Выделение из природного газа, нефти и сопутствующих нефтепродуктов.

Химические свойства

В нормальных условиях химическая активность серы невелика, но при нагревании сера весьма активна и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1) Взаимодействие с Ме:

· Со щелочными Ме без нагревания:

2Na + S = Na₂S



· С остальными Ме (кроме Au, Pt) - при повышенной температуре:

2Al + 3S = Al₂S₃

2) Взаимодействие с НеМе:

· С водородом: H₂ + S = H₂S;

· С фосфором: 2P + 3S = P₂S₃;

· С кислородом: S + O₂ = SO₄;

· С галогенами: химическая активность серы по отношению к галогенам падает в ряду от фтора к йоду: с фтором сера взаимодействует при комнатной температуре, с бромом и хлором - при нагревании, с йодом соединений не получено: S + Cl₂ = SCl₂

· С углеродом: C + S = CS₂

3) Взаимодействие с кислотами-окислителями (при нагревании):

S + 2H₂SO_{4 (конц)} = 3SO₂ + 2H₂O

S + 6HNO_{3 (конц)} = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

4) Взаимодействие со щелочью (диспропорционирование):

3S⁰ + 6KOH = K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O (кипячение)

Применение серы

Серу применяют для получения серной кислоты, для вулканизации каучуков, в производстве спичек и черного пороха, как лекарственное средство, входящее в состав мазей против кожных заболеваний.

В сельском хозяйстве серу в виде тонкого порошка используют для борьбы с болезнями растений, пчел и других домашних животных.

В быту очень часто применяют серу для связывания токсичной ртути в сульфид ртути с последующим его удалением.

Сероводород

Молекула сероводорода имеет угловую форму, как и молекула воды, с атомом серы в центре. Однако, в отличие от воды, молекулы сероводорода не способны к образованию между собой водородных связей.

Сероводород - бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц,

t_кип = -60⁰С.

Раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой - это очень слабая двухосновная кислота (слабее угольной). Сероводород очень токсичен.

Сероводород входит в состав вулканических газов, а также содержится в воде некоторых минеральных источников.

Получение

1) В природе сероводород образуется при гниении белков;

2) В лаборатории его получают следующими способами:

· Прямой синтез из простых веществ:

H2 + S = H₂S

· Вытеснением из сульфидов, в ряду напряжения стоящих левее железа:

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

· Гидролиз сульфида алюминия на холоде:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + H₂S

Химические свойства

Сероводород в реакциях проявляет свойства сильного восстановителя.

1) Взаимодействие с кислородом воздуха при нагревании до 700⁰С (со взрывом):

2H₂S + 3O_{2 (изб)} = 2SO₂ + 2H₂O + Q

2H₂S + O_{2 (нед)} = 2H₂O + 2S

2) Взаимодействие с галогенами:

H₂S + I₂ = 2HI + S

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl

3) Взаимодействие со щелочами: образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O

4) Взаимодействие с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя ЧЕРНЫЕ очень малорастворимые сульфиды:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS + 2HNO₃

5) Взаимодействие с окислителями средней активности с образованием серы и с сильными окислителями - окисляется до серной кислоты:

H₂S + Br₂ = S + 2HBr

H₂S + 2FeCl₃ = 2FeCl₂ + S + 2HCl

H₂S + 4Cl₂ + H₂O = H₂SO₄ + 8HCl

3H₂S + HNO_{3 (конц)} = 3H₂SO₄ + 8NO + 4H₂O

H₂S + 3H₂SO_{4 (конц)} = 4SO₂ + 4H₂O

H₂S + 4PbO₂ = H₂SО₄ + 4PbO

6) При нагревании разлагается до простых веществ:

H₂S = H2 + S

7) Взаимодействие с серебром:

2H₂S + 4Ag + O₂ = 2Ag₂S + 2H₂O

8) Диссоциация в воде: в основном по первой ступени:

H₂SH⁺ + HS^-

HS^-H⁺ + S^2- (редко)

9) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS + 2NaNO₃

Сульфиды

Классификация сульфидов

Растворимые в воде.	Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах (соляной, фосфорной, разбавленной серной).	Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах - только в кислотах-окислителях.	Гидролизуемые водой, не существующие в водных растворах.
Сульфиды щелочных Ме и аммония.	Белые и цветные сульфиды: ZnS, MnS, FeS, CdS.	Черные сульфиды: CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS.	Сульфиды алюминия, хрома (III), железа (III)
Можно вытеснить сероводород, действуя соляной кислотой: FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S	НЕЛЬЗЯ получить сероводород из этих сульфидов!	Водой полностью разлагаются: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + H2S

Получение

1) Нагревание Ме с серой:

Hg + S = HgS

Fe + S = FeS

2Cr + 3S = Cr₂S₃

Mn + S = MnS

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочь:

H₂S + 2KOH = K₂S + 2H₂O

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS + 2HNO₃

(только нерастворимые в кислотах сульфиды)

ZnSO₄ + Na₂S = Na₂SO₄ + ZnS

(любые нерастворимые в воде сульфиды)

Химические свойства

1) Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда щелочная:

K₂S + H₂OKHS + KOH

S^2- + H₂OHS^- + OH^-

2) Сульфиды Ме, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных минеральных кислотах:

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

HgS + HCl -\-

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние (окислить) действием концентрированной азотной кислоты:

3CuS + 14HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 8NO + 4H₂O

4) Сульфиды можно превратить в сульфаты перекисью водорода:

CuS + H₂O₂ = CuSO₄ + 4H₂O

5) При обжиге сульфидов кислородом образуются оксиды:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

SO₂ - сернистый ангидрид, сернистый газ (без цвета с резким запахом, хорошо растворим в воде).

Степень окисления серы в этом соединении: +4

Поскольку атом серы в соединении имеет промежуточную степень окисления, то в реакциях (в зависимости от окислительно-восстановительных свойств других реагентов) оно играет роль как восстановитель, так и окислитель. Кроме того, оно может вступать в реакции без изменения степени окисления.

Получение

1) При сжигании серы в кислороде:

S + O₂ = SO₂

2) Окислением сульфидов:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na₂SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + H₂O

4) При обработке серной кислотой (конц) некоторых металлов:

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Химические свойства

1) Сернистый ангидрид - кислотный оксид. Реагирует с водой, основными оксидами и щелочами:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃

BaO + SO₂ = BaSO₃

Ba(OH)₂ + SO₂ = BaSO₃ + H₂O

Ba(OH)₂ + 2SO₂ = Ba(HSO₃)₂

2) Реакции окисления (S⁺⁴-2зS⁺⁶):

SO₂ + Br₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HBr

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O = K₂SO₄ = 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

3) Реакции восстановления (S⁺⁴+4зS⁰):

SO₂ + C = S + CO₂

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

Оксид серы (VI)

SO₃ - серный ангидрид. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом (t_кип=43⁰C); на воздухе «дымит», гигроскопична: SO₃ + H₂O = H₂SO₄ + Q.

В этом соединении сера имеет высшую степень окисления +6. Поэтому серный ангидрид - активный окислитель.

Химическая активность оксида серы (VI) оченб высока. Взаимодействует с водой, основными и амфотерными оксидами, щелочами.

Получение:

1) Каталитическое окисление SO₂ кислородом воздуха:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ + Q (t⁰C, k - V₂O₅)

2) Термическое разложение сульфатов:

Fe₂(SO₄)₃ = Fe₂O₃ + 3SO₃ (t⁰C)

3) Взаимодействие SO₂ с озоном:

SO₂ + O₃ = SO₃ + O₂

4) Взаимодействие SO₂ и NO₂:

SO₂ + NO₂ = SO₃ + NO

Химические свойства:

1) Взаимодействие с водой - образование сильной двухосновной серной кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ + Q.

2) Взаимодействие с основаниями:

2NaOH _(изб) + SO₃ = Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO_{3 (изб)} = NaHSO₄

3) Взаимодействие с основными оксидами:

CaO + SO₃ = CaSO₄

4) Растворение в концентрированной серной кислоте - образование ОЛЕУМА:



H₂SO_{4 (конц)} + SO₃ = H₂S₂O₇

H₂SO_{4 (конц)} + 2SO₃ = H₂S₃O₁₀

Применение:

Серный ангидрид применяют в основном для получения серной кислоты.

Кислоты серы и их соли

Сернистая кислота и её соли

H₂SO₃ - образуется при реакции оксида серы (IV) с водой и существует только в виде раствора. Это слабая, летучая, неустойчивая двухосновная кислот. H₂SO₃ образует средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты) соли. Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями, хотя в присутствии более сильных восстановителей способны проявлять окислительные свойства.

Химические свойства:

1) Участие в реакции ОВР:

· Проявление свойств восстановителя:

2Na₂S⁺⁴O₃ + O₂⁰ = 2Na₂S⁺⁶O₄^-2

· Проявление свойств окислителя:

Na₂SO₃ + S = Na₂S₂O₃ - гипосульфит натрия (t⁰C)

2) Термическое разложение сульфитов:

4Na₂SO₃ - Na₂S + 3Na₂SO₄ (t⁰C)

3) Гидролиз растворимых в воде сульфитов - гидролиз по аниону - среда щелочная:

K₂SO₃ + HOH = KHSO₃ + KOH

Серная кислота и её соли

Физические свойства:

Серная кислота (100%-ная) - бесцветная тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»); плотность = 1,84 г/см³, t_пл = 10,3⁰C, t_кип = 296⁰C; не имеющая запах, нелетучая хорошо растворимая в воде. Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Она очень гигроскопична - активно поглощает пары воды, поэтому её используют в качестве осушителя как в лаборатории, так и в быту.

Получение:

В настоящее время для получения серной кислоты используется контактный метод. Этот метод позволяет получить очень чистую серную кислоту любой концентрации, а также олеум.

Исходным сырьём для производства серной кислоты могут быть сера, сероводород, сульфиды металлов. Я рассмотрю производство серной кислоты контактным способом, при котором исходным сырьём является железный колчедан FeS₂



Принципиальная схема получения серной кислоты.



Процесс состоит из трёх стадий:

Стадия	Процессы
1. Обжиг железного колчедана, получение оксида серы (IV). Очистка печного газа.	Уравнение реакции первой стадии: 4FeS2 + 11O2 = Fe2O3 + 8SO2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура для обжига достигает 8000С. Очистка печного газа Из печи выходит печной газ, состав которого: SO2, O2, пары воды и мельчайшие частицы оксида железа. Такой печной газ необходимо очистить от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа - в циклоне (используется центробежная сила, твёрдые частички ссыпаются вниз) и в электрофильтрах (используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). Осушку печного газа проводят в сушильной башне - снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льётся концентрированная серная кислота.
2. Окисление SO2 в SO3 кислородом. Протекает в контактном аппарате.	Уравнение реакции этой стадии: 2SO2 + O22SO3 + Q Сложность второй стадии заключается в том, что процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3): a) температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным образованием SO3 является температура 400-5000С. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор - оксид ванадия - V2O5; b) давление: прямая реакция протекает с уменьшением объёмов газов. Процесс проводят при повышенном давлении. Нагрев смеси SO2 и O2 до температуры 400-5000С начинается в теплообменнике. Смесь проходит между трубками теплообменника и нагревается от этих трубок. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоёв катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
3. Получение H2SO4. Протекает в поглотительной башне.	Если для поглощения оксида серы использовать воду, образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4*nSO3. Уравнение реакции этого процесса: nSO3 + H2SO4 = H2SO4*nSO3 Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожный состав и отправляют потребителю.

Химические свойства:

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота.

1) Диссоциация: по первой ступени полная диссоциация, по второй - серная кислота ведёт себя как кислота средней силы:

H₂SO₄H⁺ + HSO4^- (a = 1)

HSO4^-H⁺ + SO4^- (a 1)

2) Взаимодействие с Me:

a) Разбавленная серная кислота:

· Образует соответствующие соли с Me, стоящими в ряду напряжений левее водорода (кроме Pb):

H₂SO₄ + Fe = FeSO₄ + H₂

· Вытесняет летучие кислоты из их солей:

H₂SO₄ + 2NaCl = Na₂SO₄ + 2HCl



· Вытесняет более слабые кислоты из их солей:

H₂SO₄ + Na₂CO₃ = Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

· Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

H₂SO₄ + CaO = CaSO₄ + H₂O

· Взаимодействует с основаниями:

При нейтрализации гидроксида натрия серной кислотой возможно образование средней и кислой соли в зависимости от соотношения реагентов.

При избытке щелочи образуется средняя соль:

2NaOH _(изб) + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

Полное ионное уравнение:

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2Nа⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

При избытке кислоты образуется кислая соль:

NaOH + H₂SO_{4 (изб)} = NaHSO₄ + 2H₂O

Полное ионное уравнение:

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

При реакции гидроксида алюминия с серной кислотой возможно образование средней и основной солей, так как Al(OH)3 - слабое основание, а H₂SO₄ - сильная кислота. Это зависит от соотношения компонентов.

При избытке серной кислоты образуется средняя соль:

2Al(OH)₃ + 3H₂SO_{4 (изб)} = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Полное ионное уравнение:

2Al(OH)₃ + 6H⁺ + 3SO₄^2- = 2Al⁺³ + 3SO₄^2- + 6H₂O

При соотношении 1 моль Al(OH)3 на 1 моль H₂SO₄ получается одноосновная соль:

Al(OH)₃ + H₂SO₄ = Al(OH)SO₄ + 2H₂O

Полное ионное уравнение:

Al(OH)₃ + 2H⁺ + SO₄^2- = Al(OH)²⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

При соотношении 2 моль Al(OH)3 на 1 моль H₂SO₄ получается двухосновная соль:

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

Полное ионное уравнение:

2Al(OH)₃ + 2H⁺ + SO₄^2- = 2[Al(OH)₂]⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

b) Концентрированная серная кислота - сильный окислитель: при взаимодействии с:

· Неактивными Me - восстанавливается до SO₂:



2Ag + 2H₂SO₄ = Ag₂SO₄ + SO₂ + H₂O

· Щелочноземельными Ме и магнием - до S:

3Mg + 4H₂SO₄ = 3MgSO₄ + S + 4H₂O

· Щелочными Ме и цинком - до H₂S:

8Na + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

Al, Fe и Cr пассивируются (становятся неактивными благодаря образованию защитной плёнки) концентрированной серной кислотой на холоде (поэтому H₂SO₄ с концентрацией выше 75% перевозят в железной таре), однако при нагревании окисляются ей же с образованием сульфатов этих металлов.

Окислительная сила разбавленной и концентрированной кислот различна:

a) В реакциях с разбавленной серной кислоты с металлами Ме является восстановителем, а кислота (точнее, водород) - окислителем:

Mg + H₂SO_{4 (разб)} = MgSO₄ + H₂

b) В реакциях с концентрированной серной кислоты с металлами Ме является восстановителем, а кислота (точнее, сера) - окислителем:

Mg + 2H₂SO_{4 (конц)} = MgSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3) Взаимодействие с НеМе: окисляет неметалл до кислоты в высшей степени окисления или до оксида (если кислота неустойчива), сама восстанавливается до SO₂:

C + 2H₂SO_{4 (конц)} = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO_{4 (конц)} = 3SO₂ + 2H₂O

2P + 5H₂SO_{4 (конц)} = 5SO₂ + 2H₃PO₄ + 2H₂O

4) Концентрированная серная кислота окисляет многие сложные вещества:

2KBr + 2H₂SO_{4 (конц)} = SO₂ + Br₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

8KI + 5H₂SO_{4 (конц)} = H₂S + 4I₂ + 4K₂SO₄ + 4H₂O

H₂S + H₂SO_{4 (конц)} = SO₂ + S + H₂O

5) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H₂SO₄ + 2NaOH _(изб) = Na₂SO₄ + 2H₂O

H₂SO_{4 (конц)} + NaOH = NaHSO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + Zn(OH)₂ = ZnSO₄ + 2H₂O

6) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

7) Вступает в обменные реакции со средними, кислыми и основными солями, если образуется газ, осадок или малодиссоциирующее вещество:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCL

CaCO₃ + H₂SO₄ = CaSO₄ + CO₂ + H₂O

NaHCO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

(CuOH)₂CO₃ + 2H₂SO₄ = 2CuSO₄ + CO₂ + 3H₂O

8) Может превращать средние соли в кислые (или кислые в более кислые):

CaSO₄ + H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂

CaHPO₄ + H₂SO₄ = Ca(H₂PO₄)₂ + CaSO₄

9) 100%-ная серная кислота обугливает органические вещества:

C₁₂H₂₂O_11(тв) + H₂SO₄ = 12C_(тв) + H₂SO₄*11H₂O

10) Качественная реакция на сульфаты и серную кислоту:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCL

(образование белого нерастворимого в кислотах осадка сульфата бария)

3. Селен

Селен - химический элемент 16-й группы, 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium).



Атом

Порядковый № 34, электронное строение: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴.

Валентность

II, IV, VI.

Степени окисления

1) -2

2) 0

3) +2

4) +4

5) +6

Электроотрицательность

ЭО = 2,55.

Физические свойства

Хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета

Аллотропные модификации

Твёрдый селен имеет несколько аллотропных модификаций:

1) Серый селен (г-Se, «металлический селен») -- наиболее устойчивая модификация с гексагональной кристаллической решёткой

2) Красный кристаллический селен -- три моноклинные модификации: оранжево-красный б-Se, тёмно-красный в-Se, красный г-Se

3) Красный аморфный селен

4) Чёрный стекловидный селен

При нагревании серого селена он даёт серый же расплав, а при дальнейшем нагревании испаряется с образованием коричневых паров. При резком охлаждении паров селен конденсируется в виде красной аллотропной модификации.

Нахождение в природе

Содержание селена в земной коре -- около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi₂(Se, S)₃, хастит CoSe₂, платинит PbBi₂(S, Se)₃, ассоциирующие с различными сульфидами. Изредка встречается самородный селен

Получение селена

Значительные количества селена получают из шлама медно-электролитных производств, в котором селен присутствует в виде селенида серебра. Применяют несколько способов получения:

1) окислительный обжиг с возгонкой SeO₂;

2) нагревание шлама с концентрированной серной кислотой, окисление соединений селена до SeO₂ с его последующей возгонкой;

3) окислительное спекание с содой, конверсия полученной смеси соединений селена до соединений Se(IV) и их восстановление до элементарного селена действием SO₂.

Химические свойства

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления ?2 (H₂Se), +4 (SeO₂) и +6 (H₂SeO₄). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) -- гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO₂. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO₂, SeO₂ -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO₂ + H₂O > H₂SeO₃) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO₃), получают селеновую кислоту H₂SeO₄, почти такую же сильную, как и серная.

Применение

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз).

Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с V₂O₅ применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл)

4. Теллур

Теллур -- химический элемент 16-й группы, 5-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 52; обозначается символом Te (лат. Tellurium).

Атом

Порядковый № 52, электронное строение: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁴.

Валентность

II, IV, VI.

Степени окисления

1) -2

2) +2

3) +4

4) +6

Электроотрицательность

ЭО = 2,1.

Нахождение в природе

Содержание в земной коре. Известно около 100 минералов теллура. Наиболее часты теллуриды меди, свинца, цинка, серебра и золота. Среди минералов теллура особое значение имеют алтаит (PbTe), сильванит (AgAuTe₄), калаверит (AuTe₂), гессит (Ag₂Te)и др.. Встречаются кислородные соединения теллура, например, ТеО₂ -- теллуровая охра.

Физические свойства

Теллур -- хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвете красно-коричневый, в парах -- золотисто-жёлтый. При нагревании приобретает пластичность. Кристаллическая решётка -- гексагональная.

Получение теллура

Основной источник -- шламы электролитического рафинирования меди и свинца. Шламы подвергают обжигу, теллур остается в огарке, который промывают соляной кислотой. Из полученного солянокислого раствора теллур выделяют, пропуская через него сернистый газ SO₂.

Для разделения селена и теллура добавляют серную кислоту. При этом выпадает диоксид теллура ТеО₂, а H₂SeO₃ остается в растворе.

Из оксида ТеО₂ теллур восстанавливают углем.

Для очистки теллура от серы и селена используют его способность под действием восстановителя (Al, Zn) в щелочной среде переходить в растворимый дителлурид динатрия Na₂Te₂:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na₂Te₂ + 2Na[Al(OH)₄]



Для осаждения теллура через раствор пропускают воздух или кислород:

3Na₂Te₂ + 2H₂O + O₂ = 4Te + 4NaOH

Для получения теллура особой чистоты его хлорируют:

Te + 2Cl2 = TeCl₄

Образующийся тетрахлорид очищают дистилляцией или ректификацией. Затем тетрахлорид гидролизуют водой:

TeCl₄ + 2H₂O = TeO₂ + 4HCl

а образовавшийся ТеО₂ восстанавливают водородом:

TeO₂ + H₂ = Te + 2H₂O

Химические свойства

В химических соединениях теллур проявляет степени окисления -2; +2; +4; +6. Является аналогом серы и селена, но химически менее активен, чем сера. Растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100⁰C.

С кислородом образует соединения TeO, TeO₂, TeO₃. В виде порошка окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO₂. При нагреве на воздухе сгорает, образуя TeO₂ -- прочное соединение, обладающее меньшей летучестью, чем сам теллур. Это свойство используется для очистки теллура от оксидов, которые восстанавливают проточным водородом при температуре 500--600°C. Диоксид теллура плохо растворим в воде, хорошо -- в кислых и щелочных растворах.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Теллур образует соединение с водородом при нагревании, легко реагирует с галогенами, взаимодействует с серой и фосфором и металлами. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой образует сульфит. Образует слабые кислоты: теллурводородную (H₂Te), теллуристую (H₂TeO₃) и теллуровую (H₆TeO₆), большинство солей которых плохо растворимы в воде.

Применение

Теллур используют при производстве сплавов, термоэлектрических материалов, халькогенидных стёкол, в производстве резины.

5. Полоний

Полоний - радиоактивный химический элемент 16-й группы, 6-го периода в периодической системе Д.И. Менделеева, с атомным номером 84, обозначается символом Po (лат. Polonium)

Атом

Порядковый № 84, электронное строение:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹⁰4f¹⁴6p⁴.

Валентность

II, IV, VI.

Степени окисления

1) -2

2) +2

3) +4

4) +6

Электроотрицательность

ЭО = 2,3.

Физические свойства

При нормальных условиях представляет собой мягкий металл серебристо-белого цвета.

Изотопы

Известны 33 изотопа полония в диапазоне массовых чисел от 188 до 220. Кроме того, известны 10 метастабильных возбуждённых состояний изотопов полония. Стабильных изотопов не имеет. Наиболее долгоживущие изотопы ²⁰⁹Po и ²⁰⁸Po.

Получение

На практике в граммовых количествах нуклид полония ²¹⁰Ро синтезируют искусственно, облучая металлический ²⁰⁹Bi тепловыми нейтронами в ядерных реакторах. Получившийся ²¹⁰Bi за счёт в-распада превращается в ²¹⁰Po. При облучении того же изотопа висмута протонами по реакции

²⁰⁹Bi + p > ²⁰⁹Po + n

образуется самый долгоживущий изотоп полония ²⁰⁹Po.

Химические свойства

Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО₂)_x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро²⁺ розового цвета:

Po + 2HCl = PoCl₂ + H₂

При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Po + Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂Po

который при комнатной температуре находится в жидком состоянии (от ?36,1 до 35,3 °C)

В индикаторных количествах получены кислотный триоксид полония РоО₃ и соли полониевой кислоты, не существующей в свободном состоянии -- полонаты К₂РоО₄. Образует галогениды состава PoX₂, PoX₄ и PoX₆. Подобно теллуру полоний способен с рядом металлов образовывать химические соединения -- полониды.

Полоний является единственным химическим элементом, который при низкой температуре образует одноатомную простую кубическую кристаллическую решётку

Применение

Полоний-210 в сплавах с бериллием и бором применяется для изготовления компактных и очень мощных нейтронных источников, практически не создающих г-излучения.

Полоний-210 часто применяется для ионизации газов (в частности, воздуха).

Важной областью применения полония-210 является его использование в виде сплавов со свинцом, иттрием или самостоятельно для производства мощных и весьма компактных источников тепла для автономных установок, например, космических.

Полоний-210 может послужить в сплаве с лёгким изотопом лития (⁶Li) веществом, которое способно существенно снизить критическую массу ядерного заряда и послужить своего рода ядерным детонатором

6. Ливерморий

Ливермомрий (лат. Livermorium, Lv), ранее был известен как унунгемксий (лат. Ununhexium, Uuh) и эка-полоний -- 116-й химический элемент, относится к 16-й группе и 7-му периоду периодической системы, атомный номер -- 116, атомная масса наиболее устойчивого изотопа -- 293. Искусственно синтезированный радиоактивный элемент, в природе не встречается.

Атом

Порядковый № 116, электронное строение:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹⁰4f¹⁴6p⁶7s²6d¹⁰5f¹⁴7p⁴.

Валентность

II, IV.

Изотопы

²⁹⁰Lv

²⁹¹Lv

²⁹²Lv

²⁹³Lv

Получение

Изотопы ливермория были получены в результате ядерных реакций:

а также в результате б-распада ²⁹⁴Uuo:

Химические свойства

Ливерморий является представителем группы халькогенов, где он следует после полония. Однако химические свойства ливермория будут существенно отличаться от свойств полония, поэтому разделить эти элементы не составит труда.

Предполагается, что основной и наиболее устойчивой степенью окисления для ливермория будет +2. Ливерморий будет образовывать оксид ливермория с кислородом (LvO), галогениды LvHal₂.

Со фтором или в более жёстких условиях ливерморий также сможет проявлять степень окисления +4 (LvF₄). Такую степень окисления ливерморий может проявлять как в катионах, так и образовывать, подобно полонию, ливерморовую кислоту или её соли -- ливермориты (или ливермораты), например K₂LvO₃ -- например, ливерморит калия.

Ливермориты, а также другие соединения ливермория со степенью окисления +4 будут проявлять сильные окислительные свойства, подобные перманганатам. В отличие от более лёгких элементов, предполагается, что степень окисления +6 для ливермория будет, вероятно, невозможна из-за крайне высокой необходимой энергии на распаривание 7s² электронной оболочки, поэтому высшая степень окисления ливермория будет равна +4.

С сильными восстановителями (щелочные металлы или щелочноземельные металлы) возможна также степень окисления ?2 (например, соединение CaLv будет называться ливерморидом кальция). Однако ливермориды будут очень неустойчивыми, и проявлять сильные восстановительные свойства, поскольку образование аниона Lv^2- и включение двух дополнительных электронов невыгодно основной оболочке 7p-электронов, а предполагаемая химия ливермория делает намного выгоднее образование катионов, чем анионов.

С водородом предполагается образование гидрида H₂Lv, который будет называться ливермороводородом. Для ливермороводорода ожидаются весьма интересные свойства, например, предполагается возможность «сверхгибридизации» -- невовлечённые 7s² электронные облака ливермория смогут образовать дополнительную взаимную связь между собой, и такая связь будет несколько напоминать водородную связь, поэтому свойства ливермороводорода могут отличаться от свойств халькогеноводородов более лёгких аналогов. Ливермороводород, несмотря на то, что ливерморий будет однозначно металлом, не будет повторять свойств гидридов металлов в полной мере и будет сохранять в значительной степени ковалентный характер.