Кислородна група
от Уикипедия, свободната енциклопедия
6A ГРУПА - КИСЛОРОДНА ГРУПА
Съдържание |
[редактиране] ХАРАКТЕРИСТИКА
В 6А група се включват елементите кислород О, сяра S, селен Se, телур Те и полоний Ро. Електронната конфигурация на последния им електронен слой е ns2np4, което определя степен на окисление (2) като най-типична за тези елементи.
Атомът на кислорода се отличава от другите елементи, тъй като те, за разлика от него, имат свободни d-орбитали и респективно възможност за две възбудени състояния с 4 и 6 валентни електрона, респективно.
За разлика от кислорода и сярата, селенът , телурът и полоният имат 18е в предпоследния електронен слой и са пълни електронни аналози. Въз основа на казаното по-горе, единствен кислородът проявява степен на окисление (2), с едно единствено изключение OF2 (+2). Останалите елементи проявяват променлива степен на окисление (2), (+4), (+6). Общо елементите от 6А група са типични неметали, като неметалният им характер отслабва от О към Ро, но сравнени с халогенните елементи, те са по-слаби неметали. Ро е радиоактивен и нетраен.
[редактиране] ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА
Всички елементи от 6А група образуват повече от едно просто вещество - напр. О2 и О3 (озон) , S -ромбична, моноклинна и пр. Явлението се нарича алотропия. О2 и О3 са газове , а алотропните форми на S са твърди. Те имат неметален характер. Простите вещества на Se и Te са твърди, но имат метален блясък. При обикновена температура имат слаба електропроводимост, която нараства при нагряване - т.е. те проявяват качества на полупроводници.
КИСЛОРОД
1. Кислородът в природата. Въздух. Кислородът е най-разпространеният елемент на Земята - масовата му част е 47% (въздух, вода, скали, минерали, живи организми и пр.). Атмосферният въздух представлява смес от много газове. Освен N2 (78%) и кислород (20%), въздухът съдържа: СО2 (0.03%), водни пари (до 23% в зависимост от местните условия и температура), прах, други газове (сяроводород, амоняк, благородни газове). Въздухът се втечнява при ниски температури (190оС) и като такъв има разнообразни приложения, в това число и за получаване на кислород. 2. Получаване на кислород.
а) промишлено - от въздух.
б) лабораторно:
•
• електролиза на вода или водни разтвори на основи
на анода
[редактиране] Химични свойства
Кислородът е един от най-активните елементи. С изключение на инертните газове, на благородните метали (злато, платина и др.) и халогенните елементи, той реагира директно с всички останали елементи или при обикновена температура, или при нагряване. Образува оксиди, като реакцията най-често е екзотермична и се нарича горене.
[редактиране] Значение и употреба
Жизнено важен елемент - дишане, гниене, горене, корозия.
В техниката - за високи температури, експлозиви.
В медицината - реанимация при затруднено дишане.
ОЗОН
При пропускане на електрически искри в среда на кислород или въздух се появява характерен мирис - на озон. Аналогично е и действието на специални прибори, наречени озонатори. Кислородът и озонът са свързани в равновесието:
3О2 2О3
което при обикновени условия е изтеглено силно наляво - към кислорода. Върху равновесието влияят слънчевите лъчи: късите UV-лъчи го изместват надясно, а по-дългите - наляво, към разпадане на озона до кислород. В атмосферата се достига до стационарно равновесие и така се образува озонен слой, който поглъща част от слънчевото лъчене (особено късовълновото). Последното има противо бактерициден ефект и поради това е особено опасно за унищожаването на бактериите и свързания с тях живот на нисшите, а от там и на висшите организми. Нарушаването на този защитен екран, поради замърсявания на атмосферата от най-различен произход, води до появата на т нар. “озонови дупки”. Озонът е силен окислител - по-силен от кислорода. Използва се като дезинфектор на въздуха и на водата.
СЪЕДИНЕНИЯ НА КИСЛОРОДА
ОКСИДИ
Оксидите са бинерни съединения на кислорода с химичните елементи, които са по-електроположителни от него. Всъщност това са всички елементи, с едно единствено изключение - флуора, с който кислородът образува флуорид - OF2. I. Получаване. Оксиди са известни почти за всички елементи. Те се получават или при директно взаимодействие между елементите и кислорода, или при термично разлагане на хидроксиди или соли на кислород съдържащи киселини.
Н2 + О2 = Н2О (баланс!)
S + O2 = SO2 (баланс!)
4Р + 3О2 = 2Р2О3 (баланс!)
4Р + 5О2 (излишък) = 2Р2О5 (баланс!)
Оксидите могат да се класифицират от гледна точка на: природата на химическата връзка (променят се от типично йонни
до типично ковалентни);
въз основа на отнасянията им към вода,киселини и основи: основни,
киселинни, амфотерни и неутрални.
ПЕРОКСИДИ
Кислородът дава бинерни съединения с другите елементи под формата на бинерен йон О22, като съединенията се наричат пероксиди. Например пероксидите на елементите от IA и IIA групи, които се получават при директно взаимодействие в кислородна среда:
2К + О2 = К2О2 (баланс!)
Ва + О2 = ВаО2 (баланс!)
Обикновената химична функция на пероксидите е окислителна по схемата:
О22 + 2е 2О2
Например:
2
Спрямо силни окислители обаче, пероксидите се отнасят като редуктори и отделят кислород по схемата:
Причината за това двойствено поведение на пероксидния йон е междинната му степен на окисление (1) в сравнение с неутралния кислород (0) и кислородния анион (2).
ХИДРИДИ
Кислородът дава две съединения с водорода - вода и водороден пероксид. Водата е най-важното съединение между двата елемента, като нейното значение за животa на Земята е огромно. Количеството вода, което човек поема през целия си живот надхвърля 20 тона. Проблем за получаването на водата не съществува, тъй като 3/4 от земната повърхност е покрита с вода. По-важен е проблемът за нейното пречистване. В зависимост от целите, за които ще се използва водата, има различни методи и технологии за нейното пречистване - престояване, филтруване, дейонизация, дестилация и др. Водата е безцветна течност, без миризма. В своите физични свойства тя показва редица аномалии: • най-голяма плътност при 4оС; • голяма специфична топлина; • относително висока температура на кипене. Тези аномалии се обясняват със свойството на водата в течно състояние да образува асоциати - (Н2О)3 , (Н2О)2 . Посочените аномални свойства на водата имат голямо значение, тъй като те са причина тя да се явява естествен термостат и регулатор на климата на Земята. Аномално е поведението на водата и в твърдо състояние. Както е известно ледът е по-лек от водата, поради което при ниски температури той образува защитен повърхностен слой във водните басейни (езера, реки) и по този начин съхранява жизнените функции на обитателите на тези басейни. Поради своята полярност водата е добър дисоцииращ разтворител. Тя взаимодейства с разтворените вещества, като ги хидратира. Водата е естествена среда, в която протичат повечето реакции между неорганичните вещества, като в много случаи тя играе и каталитична роля. Нейната електролитна дисоциация я характеризира като амфотерен електролит - т.е. тя е амфолит:
ВОДОРОДЕН ПЕРОКСИД
Водородният пероксид се получава индиректно – напр. при взаимодействие на бариев пероксид със сярна киселина:
BaO2 + H2SO4 = H2O2 + BaSO4
Той е нетраен и се разпада по схемата:
2Н2О2 2Н2О + О2
Много катализатори ускоряват този процес - метали, оксиди и пр. Това налага търговският продукт да се стабилизира, което се постига с барбитурова киселина (разтворима във вода), играеща ролята на отрицателен катализатор (инхибитор, а катализата е хомогенна). Поради междинната степен на окисление на кислорода (1) във водородния пероксид и в зависимост от партньора, водородният пероксид може да се отнася като окислител или като редуктор. Трябва да се подчертае, че окислителните му свойства са по-силно изразени от редукционните.
Като окислител:
2KI + H2O2 = I2 + 2KOH
2I 2e I2 .1
2
O22 +2e 2O2 .1
Като редуктор, в присъствие на силен окислител:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O
молекулно уравнение
съкратено йонно уравнение
2MnO4 + 5H2O2 + 6H+ = 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
Mn7+ +5e Mn2+ .2
10
O22 2e O2 .5
Водородният пероксид се използва главно като окислител и дезинфектор. 3% -ният му разтвор се нарича “кислородна вода”. Като 69% -ен разтвор се използва за козметични цели.
СЯРА
Сярата е позната на човечеството от древността. Среща се в свободно състояние (самородна сяра) и под форма на съединения - сулфати и сулфиди. Прости вещества - ромбична, моноклинна (вж. Учебника 7 клас). Разтваря се добре в сяровъглерод CS2 и органични разтворители. Не се разтваря във вода.
1.Получаване.
а) самородната сяра се добива по специална технология.
б) В страните, които нямат находища от самородна сяра (каквато е България), тя се получава по схемата:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
S2 2 e S .2
4
S4+ +4 e S .1
която дава възможност за оползотворяване на някои отпадъчни газове. Сяра може да се получи и при непълно изгаряне на сяроводород (вж. 7 клас):
2H2S + O2 = 2S + 2H2O (баланс!)
2. Химични свойства. Взаимодейства с почти всички химични елементи, с изключение на благородните метали, инертните газове и йода, но активността й към металите е значително по-голяма, отколкото към неметалите.
а) с активните метали при стриване дава съответните сулфиди (М2S, MS - напр. Na2S, CaS).
б) в нажежени серни пари медта изгаря до меден сулфид:
Cu + S = CuS (баланс!)
в) живакът реагира при стайна температура черна утайка:
Hg + S = HgS (баланс!) - важна реакция за премахване на разпилян в помещения елементен живак!
г) желязото реагира при умерено загряване до черен сулфид:
Fe + S t FeS (баланс!)
С изключение на сулфидите на елементите от IA и IIA група и амониевият сулфид (NH4)2S, всички останали сулфиди са много малко разтворими съединения, като сред тях са едни от най-неразтворимите утайки изобщо - HgS, Ag2S и др. Те не се разтварят дори в киселини, освен ако киселината притежава и окислително действие - азотна киселина или “царска вода”:
MS + 4HNO3 = M(NO3)2 + 2NO2 + S + 2H2O
S2 2e S .1
2
N5+ +1e N4+ .2
2NO3 групи участват в окислителния процес, а други две остават непроменени - за образуването на нитратната сол на металния йон. По същия механизъм сярата се окислява от азотната киселина до оксид:
S + 4HNO3 = SO2 + 4NO2 + 2H2O (баланс!)
Сярата намира широко приложение в промишлеността. Най-важната й употреба е при вулканизацията на каучука (смесване на каучук със сяра и нагряване при определена температура). Едва след този процес каучукът се превръща в гума и придобива своите ценни качества. Каучук с по-високо съдържание на сяра се нарича ебонит и има ценни качества като изолатор.
СЪЕДИНЕНИЯ НА СЯРАТА
ОКСИДИ
Най-стабилни и практически най-важни са серният диоксид и серният триоксид.
СЕРЕН ДИОКСИД
1.Получаване:
а) директно при изгаряне на сяра от въздух:
S + O2 t SO2 (баланс!)
б) при изгаряне на сулфиди - т.нар. “пържене” на сулфиди:
2PbS + 3O2 t 2PbO + 2SO2 (баланс!)
Особено важен е процеса на “пържене” на железния сулфид FeS2 - пирит, който стои в основата на първия етап от производството на сярна киселина:
4FeS2 + 11O2 t 2Fe2O3 + 8SO2
Fe2+ 1e Fe3+
11e .4
S22 10e 2S4+ 44
O2 + 4e 2O2 +4e .11
в) при окисляване на метали с концентрирана сярна киселина:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Реакцията се извършва в два етапа:
I етап - окислително редукционен процес:
Cu + H2SO4 = CuO + H2O + SO2 (баланс!)
II етап - обменна реакция:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
2. Свойства на серния диоксид.
SO2 е безцветен газ с остра задушлива миризма. Разтваря се добре във вода и взаимодейства с нея - получава се сериста киселина H2SO3, която е нетрайна двуосновна киселина (аналогично на въглеродната Н2СО3):
SO2 + H2O H2SO3
Серистата киселина, както всички двуосновни киселини се дисоциира на две степени:
I степен: H2SO3 + H2O H3O+ + HSO3
II степен: HSO3 + H2O H3O+ + SO3 2
Като киселина, серистата киселина се неутрализира с основи и солите й се наричат сулфити (хидрогенсулфити и нормални сулфити). Серният диоксид е типичен киселинен оксид и като такъв реагира: с основни оксиди; с основи. Серният диоксид се окислява от кислорода до серен триоксид:
SO2 + O2 SO3 (баланс!)
Реакцията се извършва при нагряване и в присъствие на катализатори - V2O5 или Pt (хетерогенна “контактна”катализа) , или NO (хомогенна катализа). Серният диоксид е важен междинен продукт при производството на сярна киселина. Освен това се използва като избелител и консервант в хранителната промишленост и винарството (за стабилизиране на белите вина).
СЕРЕН ТРИОКСИД
Той е важен междинен продукт при производството на сярна киселина. Киселинен оксид, силно хигроскопичен, анхидрид е на сярната киселина:
SO3 + H2O = H2SO4
Взаимодейства с основни оксиди и с основи. Например:
SO3 + CaO = CaSO4
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
СЯРНА КИСЕЛИНА
1. Структурна формула и физични свойства - Учебника 7 клас. 2. Получаване - етапи на производството:
I етап - получаване на SO2 чрез изгаряне на сяра или “пържене” на
сулфиди (предимно пирит FeS2 ).
II етап - окисляване на SO2 до SO3. В зависимост от катализатора
има две технологични схеми:
а) хетерогенна катализа или т.нар. “контактен метод” -използ-
ват се твърди катализатори V2O5 или Pt (to 400oC).
б) хомогенна катализа или т.нар. “оловно камерен метод” - при
катализатор азотен окис. Каталитичното окисление става
по схемата на двуетапен процес, при който катализаторът
реагира с едно от веществата до получаване на междинно
съединение, което във втория етап реагира с другото
вещество, а катализаторът се възстановява:
NO + 1/2O2 = NO2 (K + A = AK )
SO2 + NO2 = SO3 + NO (AK + B = AB + K)
III етап поглъщане на серният триоксид от вода до сярна киселина:
SO3 + H2O = H2SO4
Най-често поглъщането става не с вода (поради силно екзо-
термичния характер на процеса), а с к.H2SO4 (97%). Получе-
ната сярна киселина се нарича “олеум”.
3. Свойства на сярната киселина. Свойствата на разредената сярна киселина и на концентрираната сярна киселина в известна степен се различават. Независимо от концентрацията си сярната киселина е силна двуосновна киселина:
H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4
HSO4 + H2O H3O+ + SO42
Образува два вида соли - кисели или хидрогенсулфати (напр. калиев хидрогенсулфат KHSO4) и нормални соли - сулфати (напр. калиев сулфат K2SO4). Тъй като дисоцоацията по втората степен е значителна, сярната киселина дава предимно нормални соли - сулфати. Разредената сярна киселина реагира с: активни метали - с отделяне на водород; основни оксиди; основи (неутрализация); Концентрираната сярна киселина е силно хигроскопична! и поради това е опасна при работа. Освен типичните свойства на киселина (аналогично на разредената) тя има и окислителни свойства - вж. по-горе реакцията с мед. Важна качествена реакция за сулфатните йони е реакцията с разтвор на ВаCl2:
Ba2+ + SO42 = BaSO4 (бяла утайка!)
4. Приложение. Сярната киселина има разнообразни приложения - за торове, получаване на други киселини, рафиниране на нефт, производство на багрила, акумулатори и др.
СЯРОВОДОРОД
Сяроводородът е най-важният хидрид на сярата. 1. Получаване.
а) промишлено - пряк синтез от сяра и водород Н2 + S = H2S ;
б) лабораторно:
FeS + 2HCl = H2S + FeCl2
Сяроводородът се среща във вулканичните газове и в някои термални води. Има остра неприятна миризма (на развалени яйца) и е отровен. 2. Химични свойства. Основна химична функция на сяроводородът е редукционната му способност. На въздух изгаря по уравнението:
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
S2 6e S4+ .2
12
O2 +4e 2O2 .3
Във вода сяроводородът се разтваря добре. Водните му разтвори имат качества на слаба двуосновна киселина, която дава два вида соли - кисели или хидрогенсулфиди и нормални или сулфиди:
H2S + H2O H3O+ + HS
HS + H2O H3O+ + S2
Сулфидният йон S2 е много силен редуктор. Дори от атмосферния кислород из водните му разтвори се отделя сяра:
2H2S + O2 2S + 2H2O (баланс!)
Както бе казано по-горе, сулфидите на почти всички елементи са много малко разтворими съединения. При пропускане на H2S(газ) или дори от водни разтвори на H2S, всички разтворими и неразтворими съединения на елементите (с изключение на тези от IA и IIA група и на амониевия йон) се превръщат в цветни утайки от сулфиди.
ОБЩО ЗА СЪЕДИНЕНИЯТА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ ОТ 6А ГРУПА
I. ХИДРИДИ. С изключение на водата, хидридите са газове, с остра неприятна миризма. Отровни са. Трайността им намалява в реда:
H2O > H2S > H2Se > H2Te
Водните им разтвори имат кисел характер. II. ОКСИДИ И ХИДРОКСИДИ Елементите от 6А група образуват два вида оксиди - диоксиди ЕО2 и триоксиди - ЕО3. SO2 е газ, а всички останали диоксиди и триоксиди са твърди вещества с молекулен строеж. Те са типични киселинни оксиди и са анхидриди на съответните киселини (вж. серниста и сярна киселина). В реда от S Te силата на киселините намалява, както за по-нисшата (+4), така и за висшата степен на окисление (+6).

