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 23% 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 69% -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).


[редактиране] Външни препратки