VI группа главная подгруппа периодической таблицы Менделеева (кислород, сера)

К элементам главной подгруппы VI группы периодической таблицы Менделеева относятся:

  • Кислород O
  • Сера S
  • Селен  Se
  • Теллур  Te
  • Полоний Po

Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы

От O к Po (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

  • атомного радиуса,
  • металлических, основных, восстановительных свойств,

Уменьшается

  • электроотрицательность,
  • энергия ионизация,
  • сродство к электрону.
Периодическая таблица_6 группа

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 6 электронов на внешнем слое ns2np4:

O – 2s2 2p4;

S – 3s23p4;

Se – 4s2 4p4;

Te – 5s2 5p4;

Po – 6s2 6p4

Электронное строение кислорода и серы

О и S_электронная конфигурация

Нахождение в природе кислорода и серы

Кислород занимает первое место среди элементов по распространенности в земной коре. Содержится он главным образом в силикатах и составляет около 47 % массы твёрдой земной коры. В больших количествах связанного кислорода содержится в воде — 85,82 % по массе. Также кислород содержится более, чем в 1500 соединений земной коры. В атмосфере доля свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Сера встречается в виде самородной серы, сульфатов (CaSO4∙2H2O, CaSO4∙H2O, Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O), сульфидов (FeS2, CuS, CuFeS2, PbS, ZnS, HgS) и в промышленных газах.

Самородная сера встречается в местах вулканической активности совместно с сернистыми фумаролами и сернистыми водами (с содержанием > 25 %).

Сера_нахождение в природе

Аллотропные модификации серы

Аллотропные модификации серы

Кислород

Способы получения кислорода

В природе

Кислород образуется в процессе фотосинтеза:

mCО2 + nH2O → mO2 + Сm(H2O)n

Промышленный способ

  • Разделение жидкого воздуха на О2 и N2 (ректификация);

2H2O → 2Н2↑ + О2

Лабораторный способ

  • термическое окислительно-восстановительное разложение солей:

2КСlO3 = 3О2↑ + 2KCI

2КМпO4 = О2↑ + МпО2 + К2МпО4

2KNO3 = О2↑ + 2KNО2

2Cu(NO3)O2 = О2↑ + 4NО2↑ + 2CuO

2AgNO3 = О2↑ + 2NО2↑ +2Ag

2H2O2 = 2H2O + O2 (kt — MnO2)

2HgO = 2Hg + O2

  • Для автономного дыхания кислород получают в герметически замкнутых помещениях и в аппаратах при помощи реакции:

2Na2O2 + 2СO2 = О2↑ + 2Na2CO3

Физические свойства кислорода

При обычных условиях молекулярный кислород O2 – это малорастворимый в воде газ без цвета, запаха и вкуса.

При сильном охлаждении под давлением переходит в бледно — голубую жидкость с Ткип = — 183°С. При Т = -219°С образует сине — голубые кристаллы.

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.

Вступает во взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal2, благородные газы).

Большинство реакций с участием О2 экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

  • Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:

Me + О2 = МеxOy оксиды

4Li + О2 = 2Li2O оксид лития

2Na + О2 = Na2О2 пероксид натрия

К + О2 = КО2 супероксид калия

  • С железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (Fe2O3*FeO)

  • С марганцем образуется диоксид марганца:

Mn + O2 = MnO2

С неметаллами

При взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды, со степенью окисления кислорода – 2:

Si + O2 = SiO2 (t=400-5000С)

С + О2(изб) = СО2; С + О2(нед) = СО

N22 = 2NO — Q

S + О2 = SО2;

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Окисление сложных веществ

Горение сульфидов

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Горение водородных соединений

4HI + О2 = 2I2 + 2Н2O

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Окисление оксидов

Кислород окисляет входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:

4FeO + О2 = 2Fe2О3

2SО2 + О2 = 2SО3

4NО2 + О2 + 2H2O = 4HNО3

Окисление гидроксидов и солей

Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO2 + O2 = 2HNO3

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Окисление аммиака

В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):

4NH3 + 3О2 =2N2 + 6Н2O

4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2O

Окисление фосфина

На воздухе самопроизвольно воспламеняется:

2PH3 + 4О2 = P2О5 + 3Н2O

Окисление силана

На воздухе он самовоспламеняется (часто со взрывом) с образованием SiO2 и H2O:

SiH4 + 2О2 = SiО2 + 2Н2O

Окисление органических веществ

CxHy + О2 = CО2 + Н2O

Продукты окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:

С → CO2

Н → Н2O

Hal → Hal2

N → N2

P → P2O5

S → SO2

Например:

2C2H5 + 4О2 = 4CО2 + 5Н2O

C2H5Сl + 3О2 = 2CО2 + 2Н2O + HCl

2C2H5NH2 + 8,5О2 = 4CО2 + 7Н2O + N2

Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:

окисление алканов кислородом


СН3-СН2-СН2-СН3 + 3O→ 2СН3-СOOH + 2H2O

  • каталитическое окисление алкенов, с образованием окиси этилена:
окисление алкенов
  • окисление первичных спиртов до альдегидов, вторичных – до кетонов:
окисление спиртов
  • окисление альдегидов до кислот:
окисление альдегидов

Сера

Способы получения серы

Промышленный способ

  • Извлечение самородной серы из ее месторождений или вулканов
  • Получение серы из серной руды с помощью пароводяного, фильтрационного, термического, центрифугального и экстракционного методов.
  • Переработка природных газов, содержащих H2S и их окисление при недостатке О2.

Лабораторный способ

  • Взаимодействие SО2 и H2S в водном растворе:

2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2О

  • Неполное окисление сероводорода:

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

Физические свойства серы

Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. Не смачивается водой и практически нерастворимо в ней. Имеет несколько аллотропных модификаций. См. аллотропные модификации серы.

Химические свойства серы

При обычных температуре и давлении химическая активность серы небольшая. При нагревании сера довольно активна, и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

Свойства окислителя сера проявляет при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе, а свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и правее в Периодической системе.

Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):

S + O2 → SO2

В присутствии катализаторов:

2S + 3O2 = 2SO3

С водородом

С водородом сера вступает в реакцию при нагревании, образуя сероводород:

S + H2 → H2S

С галогенами

При взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода образуются галогениды:

S + Cl2 → SCl2 (S2Cl2)

S + 3F2 → SF6

С фосфором

Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидов фосфора

2P + 3S → P2S3

2P + 5S → P2S5

С углеродом

В реакции серы с углеродом образуется сероуглерод:

2S + C → CS2

С металлами

При взаимодействии с металлами сера выступает в качестве окислителя, образуя сульфиды.

Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) –при нагревании:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

3S + 2Al → Al2S3

S + Сu = CuS

S + 2Ag = Ag2S

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Сера вступает в реакцию диспропорционирования с перегретым паром:

S + H2O (пар) → 2H2S + SO2

С окислителями

В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO2 или до серной кислоты H2SO4 при протекании реакции в растворе:

S + 2HNO3(разб.) = H2SO4 + 2NO↑

S + 6HNO3(конц.)   H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.)→ 3SO2↑ + 2H2O

S + 2KClO3 → 3SO2↑ + 2KCl

S + К2Сr2O7 = Сr2O3 + K2SO4

S + Na2SO3 → Na2S2O3

С щелочами

При взаимодействии с щелочами сера диспропорционирует до сульфита и сульфида:

S + NaOH → Na2SO3 + Na2S + H2O