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.

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

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 %).

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);

• электролиз воды:

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 Т_кип = — 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 = Ме_xO_y оксиды

• С щелочными металлами в результате реакций образуются различные кислородсодержащие продукты:

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 + О_2(изб) = СО₂; С + О_2(нед) = СО

N₂ +О₂ = 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

• Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха полностью:

C_xH_y + 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:

• каталитическое окисление алканов, с образованием спиртов или кислот:

СН₃-СН₂-СН₂-СН₃ + 3O₂ → 2СН₃-СOOH + 2H₂O

• каталитическое окисление алкенов, с образованием окиси этилена:

• окисление первичных спиртов до альдегидов, вторичных – до кетонов:

• окисление альдегидов до кислот:

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:

SО₂ + 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