Энергии одинарных и двойных связей

Элемент	Связь Э=Э	Энергия	Связь Э- Э- Э	Энергия
Кислород	О=О	493.6	О-О-О	146х2=292
Сера	S=S	421.3	S-S-S	265х2=530

Кислород

Способы получения

1) Промышленный способ: перегонка жидкого воздуха;

2) Лабораторный способ: разложение (воздействие t⁰C) некоторых кислородсодержащих веществ

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ (k - MnO₂)

2H2O2 = 2H2O + O2 (k - MnO₂)

2HgO = 2Hg + O₂

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂

Способы собирания кислорода

Химические свойства

1) Взаимодействие с НеMet (кроме фтора и благородных газов): образуются ОКСИДЫ - бинарные соединения с кислородом в степени окисления -2:

Si + O₂ = SiO₂ (t=400-500⁰С)

· При взаимодействии с углеродом, фосфором и мышьяком в зависимости от количества кислорода образуются разные оксиды:

С + О_2(изб) = СО2; С + О_2(нед) = СО

· При взаимодействии с серой последняя окисляется до сернистого газа (дальнейшее воздействие кислородом приводит к образованию высшего оксида - SO₃):

S + O₂ = SO₂

· При взаимодействии с фтором образуется ФТОРИД кислорода:

2F₂ + O₂ = 2OF₂

2) Взаимодействие с Met: образуются основные и амфотерные оксиды:

4Al + 3O₂ = 2AL₂O₃

· При взаимодействии с натрием образуется пероксид:

Na + O₂ = Na₂O₂

· При взаимодействии с калием, рубидием и цезием образуются надпероксиды:

K + O₂ = KO₂

· При взаимодействии с железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (Fe₂O₃*FeO)

· При взаимодействии с марганцем образуется диоксид марганца:

Mn + O2 = MnO₂

3) Взаимодействие со сложными веществами:

· Горение и обжиг сульфидов, водородных соединений:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

· Окисление низших оксидов до высших:

FeO + O₂ = Fe₂O₃

CO + O₂ = CO₂

· Окисление гидроксидов и солей в водных растворах: если вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO₂ + O₂ = 2HNO₃

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

· Окисление в присутствие катализаторов:

аммиака: NH₃ + O₂ = NO + H₂O

органических веществ: C₂H₅OH + O₂ = CH₃-COH и т.п. (k - Cu; t⁰C)

Применение кислорода

Кислород применяют в медицине, на взрывных работах, для сварки металлов, для резки металлов, в авиации для дыхания, в авиации для двигателей, в металлургии.

Содержащийся в атмосфере кислород расходуется в процессе дыхания человека, животных и растений. В процессе хозяйственной деятельности человека кислород расходуется в больших количествах, например при сжигании различных видов топлива (природного газа, метана, угля, древесины):

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

C + O₂ = CO₂

C₆H₁₀O₅ + 6O₂ = 5CO₂ + 6H₂O

Во всех этих процессах образуется оксид углерода (IV). Единственный естественный природный процесс связывания оксида углерода (IV) - процесс фотосинтеза, проходящий в зеленых растениях под действие солнечного света:

6CO₂ + 6H₂O = C₅H₁₂O₆ + O₂ (k - hv)

При этом образуется глюкоза - основа для строительства тканей растений.

Если какое-либо вещество медленно реагирует с кислородом, то такое окисление называют медленным. Это, например, процессы разложения пищевых продуктов, гниения.

Озон

Озон - это аллотропная модификация кислорода.

Физические свойства

Газ, с запахом свежей хвои, бесцветен.

Получение

1) Озонирование воздуха: 3O₂2O₃

2) Во время грозы (в природе);

3) В лаборатории - в озонаторе.

Химические свойства

1) Неустойчив, легко распадается: O₃O₂ + O^.. При этом образуется АТОМАРНЫЙ кислород, очень сильный окислитель. Он обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ-лучи, уничтожает микроорганизмы;

2) Сильный окислитель, сильнее кислорода:

6NO₂ + O₃ = 3N₂O₅

3PbS + 4O₃ = 3PbSO₄

3) Качественная реакция на озон: реакция с йодидом калия, появляется желто-коричневая окраска йода:

2KI + O₃ = 2KOH + I₂ + O₂

Сера

Получение серы

1) Метод термического разложения сульфидов:

FeS2 = FeS + S

2) Восстановление диоксида серы (IV) углеродом: SO₂ - побочный продукт при выплавке металлов из сернистых руд

SO₂ + C = S + CO₂

3) Окисление сероводорода недостатком кислорода либо диоксидом серы (IV) в смеси SO₂ и H₂O (отходящие пары металлургических и коксовых батарей):

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

(последняя реакция проходит также в природе при извержении вулканов)

4) Выделение из природного газа, нефти и сопутствующих нефтепродуктов.

Химические свойства

В нормальных условиях химическая активность серы невелика, но при нагревании сера весьма активна и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1) Взаимодействие с Ме:

· Со щелочными Ме без нагревания:

2Na + S = Na₂S

· С остальными Ме (кроме Au, Pt) - при повышенной температуре:

2Al + 3S = Al₂S₃

2) Взаимодействие с НеМе:

· С водородом: H₂ + S = H₂S;

· С фосфором: 2P + 3S = P₂S₃;

· С кислородом: S + O₂ = SO₄;

· С галогенами: химическая активность серы по отношению к галогенам падает в ряду от фтора к йоду: с фтором сера взаимодействует при комнатной температуре, с бромом и хлором - при нагревании, с йодом соединений не получено: S + Cl₂ = SCl₂

· С углеродом: C + S = CS₂

3) Взаимодействие с кислотами-окислителями (при нагревании):

S + 2H₂SO_{4 (конц)} = 3SO₂ + 2H₂O

S + 6HNO_{3 (конц)} = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

4) Взаимодействие со щелочью (диспропорционирование):

3S⁰ + 6KOH = K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O (кипячение)

Применение серы

Серу применяют для получения серной кислоты, для вулканизации каучуков, в производстве спичек и черного пороха, как лекарственное средство, входящее в состав мазей против кожных заболеваний.

В сельском хозяйстве серу в виде тонкого порошка используют для борьбы с болезнями растений, пчел и других домашних животных.

В быту очень часто применяют серу для связывания токсичной ртути в сульфид ртути с последующим его удалением.

Селен

Получение селена

Значительные количества селена получают из шлама медно-электролитных производств, в котором селен присутствует в виде селенида серебра. Применяют несколько способов получения:

1) окислительный обжиг с возгонкой SeO₂;

2) нагревание шлама с концентрированной серной кислотой, окисление соединений селена до SeO₂ с его последующей возгонкой;

3) окислительное спекание с содой, конверсия полученной смеси соединений селена до соединений Se(IV) и их восстановление до элементарного селена действием SO₂.

Химические свойства

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления ?2 (H₂Se), +4 (SeO₂) и +6 (H₂SeO₄). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) -- гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO₂. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO₂, SeO₂ -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO₂ + H₂O > H₂SeO₃) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO₃), получают селеновую кислоту H₂SeO₄, почти такую же сильную, как и серная.

Применение

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз).

Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с V₂O₅ применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл)

Телур

Получение теллура

Основной источник -- шламы электролитического рафинирования меди и свинца. Шламы подвергают обжигу, теллур остается в огарке, который промывают соляной кислотой. Из полученного солянокислого раствора теллур выделяют, пропуская через него сернистый газ SO₂.

Для разделения селена и теллура добавляют серную кислоту. При этом выпадает диоксид теллура ТеО₂, а H₂SeO₃ остается в растворе.

Из оксида ТеО₂ теллур восстанавливают углем.

Для очистки теллура от серы и селена используют его способность под действием восстановителя (Al, Zn) в щелочной среде переходить в растворимый дителлурид динатрия Na₂Te₂:

6Te + 2Al + 8NaOH = 3Na₂Te₂ + 2Na[Al(OH)₄]

Для осаждения теллура через раствор пропускают воздух или кислород:

3Na₂Te₂ + 2H₂O + O₂ = 4Te + 4NaOH

Для получения теллура особой чистоты его хлорируют:

Te + 2Cl2 = TeCl₄

Образующийся тетрахлорид очищают дистилляцией или ректификацией. Затем тетрахлорид гидролизуют водой:

TeCl₄ + 2H₂O = TeO₂ + 4HCl

а образовавшийся ТеО₂ восстанавливают водородом:

TeO₂ + H₂ = Te + 2H₂O

Химические свойства

В химических соединениях теллур проявляет степени окисления -2; +2; +4; +6. Является аналогом серы и селена, но химически менее активен, чем сера. Растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100⁰C.

С кислородом образует соединения TeO, TeO₂, TeO₃. В виде порошка окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO₂. При нагреве на воздухе сгорает, образуя TeO₂ -- прочное соединение, обладающее меньшей летучестью, чем сам теллур. Это свойство используется для очистки теллура от оксидов, которые восстанавливают проточным водородом при температуре 500--600°C. Диоксид теллура плохо растворим в воде, хорошо -- в кислых и щелочных растворах.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Теллур образует соединение с водородом при нагревании, легко реагирует с галогенами, взаимодействует с серой и фосфором и металлами. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой образует сульфит. Образует слабые кислоты: теллурводородную (H₂Te), теллуристую (H₂TeO₃) и теллуровую (H₆TeO₆), большинство солей которых плохо растворимы в воде.

Применение

Теллур используют при производстве сплавов, термоэлектрических материалов, халькогенидных стёкол, в производстве резины.

Полоний

Получение

На практике в граммовых количествах нуклид полония ²¹⁰Ро синтезируют искусственно, облучая металлический ²⁰⁹Bi тепловыми нейтронами в ядерных реакторах. Получившийся ²¹⁰Bi за счёт в-распада превращается в ²¹⁰Po. При облучении того же изотопа висмута протонами по реакции

²⁰⁹Bi + p > ²⁰⁹Po + n

образуется самый долгоживущий изотоп полония ²⁰⁹Po.

Химические свойства

Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО₂)_x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро²⁺ розового цвета:

Po + 2HCl = PoCl₂ + H₂

При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Po + Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂Po

который при комнатной температуре находится в жидком состоянии (от ?36,1 до 35,3 °C)

В индикаторных количествах получены кислотный триоксид полония РоО₃ и соли полониевой кислоты, не существующей в свободном состоянии -- полонаты К₂РоО₄. Образует галогениды состава PoX₂, PoX₄ и PoX₆. Подобно теллуру полоний способен с рядом металлов образовывать химические соединения -- полониды.

Полоний является единственным химическим элементом, который при низкой температуре образует одноатомную простую кубическую кристаллическую решётку

Применение

Полоний-210 в сплавах с бериллием и бором применяется для изготовления компактных и очень мощных нейтронных источников, практически не создающих г-излучения.

Полоний-210 часто применяется для ионизации газов (в частности, воздуха).

Важной областью применения полония-210 является его использование в виде сплавов со свинцом, иттрием или самостоятельно для производства мощных и весьма компактных источников тепла для автономных установок, например, космических.

Полоний-210 может послужить в сплаве с лёгким изотопом лития (⁶Li) веществом, которое способно существенно снизить критическую массу ядерного заряда и послужить своего рода ядерным детонатором

Ливермоний

Получение:Изотопы ливермория были получены в результате ядерных реакций,а также в результате б-распада ²⁹⁴Uuo:

Химические свойства

Ливерморий является представителем группы халькогенов, где он следует после полония. Однако химические свойства ливермория будут существенно отличаться от свойств полония, поэтому разделить эти элементы не составит труда.

Предполагается, что основной и наиболее устойчивой степенью окисления для ливермория будет +2. Ливерморий будет образовывать оксид ливермория с кислородом (LvO), галогениды LvHal₂.

Со фтором или в более жёстких условиях ливерморий также сможет проявлять степень окисления +4 (LvF₄). Такую степень окисления ливерморий может проявлять как в катионах, так и образовывать, подобно полонию, ливерморовую кислоту или её соли -- ливермориты (или ливермораты), например K₂LvO₃ -- например, ливерморит калия.

Ливермориты, а также другие соединения ливермория со степенью окисления +4 будут проявлять сильные окислительные свойства, подобные перманганатам. В отличие от более лёгких элементов, предполагается, что степень окисления +6 для ливермория будет, вероятно, невозможна из-за крайне высокой необходимой энергии на распаривание 7s² электронной оболочки, поэтому высшая степень окисления ливермория будет равна +4.

С сильными восстановителями (щелочные металлы или щелочноземельные металлы) возможна также степень окисления ?2 (например, соединение CaLv будет называться ливерморидом кальция). Однако ливермориды будут очень неустойчивыми, и проявлять сильные восстановительные свойства, поскольку образование аниона Lv^2- и включение двух дополнительных электронов невыгодно основной оболочке 7p-электронов, а предполагаемая химия ливермория делает намного выгоднее образование катионов, чем анионов.

С водородом предполагается образование гидрида H₂Lv, который будет называться ливермороводородом. Для ливермороводорода ожидаются весьма интересные свойства, например, предполагается возможность «сверхгибридизации» -- невовлечённые 7s² электронные облака ливермория смогут образовать дополнительную взаимную связь между собой, и такая связь будет несколько напоминать водородную связь, поэтому свойства ливермороводорода могут отличаться от свойств халькогеноводородов более лёгких аналогов. Ливермороводород, несмотря на то, что ливерморий будет однозначно металлом, не будет повторять свойств гидридов металлов в полной мере и будет сохранять в значительной степени ковалентный характер.

Гидриды типа Н₂Э