Подгруппа селена: Se, Te, Po

Получают из отходов сернокислотного производства.

Химические свойства

1. Se, Te -похожи на S;

2. Se, Te + F₂, Cl₂ (с O₂ только при нагревании);

3. Se + H₂ = H₂Se Te +H₂ ≠ не идет

4. Se, Te +Me → K₂Se K₂Te

5. K₂Se + 2HCl = 2KCl + H₂Se K₂Te + 2HCl = 2KCl + H₂Te

В ряду

H₂S H₂Se H₂Te

→

усиление кислотных и восстановительных свойств

Кислородные соединения: ЭО₂ и ЭО₃

Получение оксидов ЭО₂:

Se + O₂SeO₂ Te + O₂ TeO₂

2H₂Se + 3O₂ = 2SeO₂ + 2H₂O 2H₂Te + 3O₂ = 2TeO₂ + 2H₂O

Оксидам ЭО₂ соответствуют кислоты Н₂ЭО₃;

Получение кислот:

1) SeO₂ + H₂O = H₂SeO₃ TeO₂ + H₂O ≠

селенистая кислота теллуристая кислота не получена

2) 3Se + 4HNO₃ + H₂O = 3H₂SeO₃ + 4NO

Cоли:

H₂SeO₃+2NaOH=Na₂SeO₃+2H₂O TeO₂+2NaOH = Na₂TeO₃+H₂O

селенит натрия теллурит натрия

У селенитов (Se⁺⁴ ) и теллуритов (Te⁺⁴ ) преобладают окислительные свойства, в отличие от сульфитов (S⁺⁴), у которых преобладают восстановительные свойства.

Sº S⁺⁴ S⁺⁶

Se⁰, Te⁰ Se⁴⁺,Te⁴⁺S⁺⁶

Примеры. а). Селенит (Se⁺⁴) - окислитель:

H₂SeO₃ + 4HI = Se + 2I₂ + 3H₂O

(слабая кислота)

б) Селенит (Se⁺⁴ ) - восстановитель (малохарактерно)

3H₂SeO₃ + HClO₃ = 3H₂SeO₄ + HCl

Оксиды ЭО₃ получают из кислот:

H₂TeO₄ TeO₃ + H₂O

TeO₃ – порошок желтого цвета, не растворяется в воде и кислотах.

Кислоты:

H₂SeO₄ по силе подобна серной (H₂SO₄), сильный окислитель

ее соли - селенаты также окислители.

H₂TeO₄ - теллуровая к-та, это слабый электролит, ее соли – теллураты.

TeO₃ + NaOHNa₂TeO₄

теллурат Na

Селеновая кислота (концентрированная) растворяет золото:

6H₂SeO₄ + 2Au (t°) =Au₂(SeO₄)₃ + 3SeO₂ + 6H₂O

концентр.

Получение кислот H₂ЭО₄:

Ag₂SeO₃ + Br₂ + H₂O = H₂SeO₄ + 2AgBr↓

Te +H₂O₂ = H₂TeO₄∙2H₂O (TeO₃∙3H₂O ≡ H₆TeO₆

ортотеллуровая кислота

H₆TeO₆H₂TeO₄TeO₃ (Ag₆TeO₆)

Образцы решения задач

Пример 1. Из значения произведения растворимости осадка ZnS (ПP= 2,5·10^–22) вычислите концентрацию ионов цинка в моль/л и г/л.

Решение.

Растворенная часть осадка диссоциирует:

ZnS  Zn²⁺ + S^2–

Произведение растворимости – произведение концентраций ионов над осадком:

ПР_ZnS = [Zn²⁺][S^2–]

Обозначим концентрацию ионов цинка и равную ей концентрацию сульфид-иона – x, тогда:

ПР_ZnS = [x][x]= x²

отсюда х = [Zn²⁺] = 1,6·10^–11 моль/л

[Zn²⁺] = 1,6·10^–11·65,4= 1·10^–9 г/л, (65,4 – молярная масса иона цинка).

Пример 2. К раствору, содержащему в 1 л 10^–6 М Pb(NO₃)₂ прибавили 1л 1·10^–18 M раствора Na₂S. Выпадет ли осадок? (ПP_PbS = 2,5·10^–27).

Решение. Осадок выпадает при условии, когда произведение концентраций ионов больше значения ПР: [Pb²⁺][S^2–] > ПР

При сливании 2-х л растворов концентрация ионов [Pb²⁺] и [S^2–] уменьшится в 2 раза и составит: [Pb²⁺] = 5 ·10 ^–6 моль/л; [S^2–] = 5·10^–19 моль/л.

[Pb²⁺][S^2–] = 5 ·10 ^–6·5 ·10 ^–19 = 2,5 ·10 ^–24.

Эта величина больше значения ПР: 2,5 ·10 ^–24> 2,5·10^–27, осадок выпадет.

Пример 3. Вычислить произведение растворимости сульфида кадмия (II), если его растворимость при комнатной температуре равна 1, 3·10^–4 г в 100 г воды.

Решение. Диссоциация растворенной части осадка идет по уравнению:

CdS  Cd²⁺ + S^2–

Концентрацию [CdS] и равную ей концентрацию ионов [Cd²⁺] и [S^2–] выразим в моль/л (приняв плотность такого разбавленного раствора за 1):

С_м = моль/л.

ПР _CdS = [Cd²⁺]·[S^2–]; ПР _CdS = [9·10^–6]·[9·10^–6] = 8,1·10^–11.

Пример 4. Какой объем концентрированной серной кислоты плотностью 1,84 г/мл, в которой массовая доля кислоты составляет 98%, необходимо взять для полного растворения меди массой 8 г? Какой объем оксида серы (IV), измеренный при нормальных условиях, выделится при этом?

Решение.

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Количество вещества меди рассчитываем по формуле:

моль; n(H₂SO₄) = 2n(Cu) = 0,125·2 = 0,25 моль.

Масса серной кислоты: г;

Масса 98%-ной серной кислоты:

г;

мл;

моль; л.

Пример 5. Какой объем оксида серы (IV), измеренный при температуре 27 ºС и давлении 98,5 кПа, образуется при обжиге пирита массой 30 г, который кроме дисульфида железа FeS₂ содержит примеси, не образующие при обжиге SО₂? Массовая доля примесей в пирите составляет 20%.

Решение.

Записываем уравнение реакции обжига дисульфида железа:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Массовая доля примесей в пирите составляет 20%, следовательно, массовая доля FeS₂ составляет 80%, или 0,8.

Определяем массу дисульфида железа в пирите:

m(FeS₂) = m(пирита)·ω (FeS₂); m(FeS₂) = 30·0,8 = 24 г.

Определяем количество вещества дисульфида железа:

n(FeS₂) = n(FeS₂) =моль.

Из уравнения реакции следует:

Отсюда получаем: n(SO₂) = 2n(FeS₂) = 2·0,2 = 0,4 .

Вычисляем объем образовавшегося оксида серы (SO₂) при нормальных условиях: V₀(SO₂) = n(SO₂)·22,4 = 0,4·22,4 = 8,96 л.

Находим объем газа при указанных условиях, учитывая, что Т = 273+27 = 300К:

л.