Питання для самоконтролю:

1. Дати характеристику галогенам користуючись періодичною системою хімічних елементів Д.І.Менделєєва.

2. Які основні властивості хлору, як простої речовини?

3. Способи добування, застосування та хімічні властивості хлороводню.

Тема 7 Халькогени та їх сполуки

( 5 год)

План:

1. Характеристика Оксигену та його простих речовин.

2. Характеристика Сульфуру за періодичною системою та сірки, як простої речовини.

3. Сульфідна кислота.

4. Оксиди Сульфуру.

5. Сульфатна кислота.

Студент повинен знати: характеристику основних сполук Оксигену та Сульфуру;

Студент повинен уміти: дати характеристику халькогенам за періодичною системою;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К. : Каравела, 2005. – с.82, 93.

Оксиген – найрозповсюдженіший елемент на Землі (58 ат. %). В періодичній системі він знаходиться в другому періоді, шостій групі (підгрупа VIA). На зовнішньому енергетичному рівні має шість валентних електронів. Висока енергія спорідненості з електроном, наявність двох неспарених електронів та неможливість збудженого стану зумовлюють високу хімічну активність Оксигену як неметалу і валентність 2 у переважній більшості сполук. За електронегативністю Оксиген поступається тільки Фтору і утворює сполуки з більшістю елементів періодичної системи. Найбільш розповсюджені ступені окислення 0, -1, -2.

У вільному стані Оксиген утворює дві алотропні форми О₂ і О₃, які істотно відрізняються за хімічною активністю. Оскільки нульовий ступінь окислення Оксигену практично найвищий, кисень у цьому випадку виступає тільки як окисник. З більшістю елементів, крім золота, платини, галогенів та інертних газів, він реагує безпосередньо, утворюючи оксиди, а з найбільш активними металами – пероксиди:

2 Na + O₂ = Na₂O₂

Ba + O₂ = Ba O₂

Крім того кисень досить легко окислює безліч складних органічних і неорганічних речовин. Як окисник він найбільш активний в атомарному стані.

Алотропна форма кисню – озон через низьку стійкість молекули і здатність відщеплювати атомарний кисень є дуже активним окисником, навіть за звичайних умов. У молекулярній формі кисень активний лише за нагрівання, коли зв'язок між атомами послаблюється.

Оксиген у ступені окиснення -2 (найвищий) може тільки віддавати електрони, виступаючи як відновник. Такі реакції використовують для добування кисню в лабораторії:

2K Mn O₄ = K₂Mn O₄ + Mn O₂ + O₂

2KCIO₃ = 2KCI + 3O₂

Ступінь окиснення -1 – проміжний, що зумовлює як окиснювальні, так і відновні властивості відповідних сполук, наприклад пероксиду водню.

H₂O₂ + 2KI = I₂ + 2KOH

H₂O₂ + CI₂ = 2HCI + O₂

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂

Сульфур знаходиться в одній підгрупі з Окисгеном, але на відміну від нього має вакантний d – підрівень. Тому при взаємодії з активними металами може переходити у збуджений стан, виявляючи вищі, ніж у Оксигену, значення валентності (4 та 6) і позитивні ступені окиснення (+2, +4, +6). Як і Оксиген, Сульфур – неметал, але неметалічні властивості виражені слабкіше (більший радіус атома, менша електронегативність). Найхарактерніші ступені окиснення -2, 0, +4, +6.

У природі сірка зустрічається у вільному стані в складі 8 – атомних кільцеподібних молекул, які об’єднуються в кристалічні решітки різної будови (алотропні форми сірки – ромбічна і моноклінна).

У хімічні реакції сірка вступає, як правило, за нагрівання. Найбільш активно вона реагує з металами, виступаючи в ролі окисника:

Fe + S = FeS

Елементи з більш високою електронегативністю окислюють сірку, причому, чим активніший неметал, тим до вищого ступеня окиснення він окислює Сульфур:

S + CI₂ = SCI₂

Із менш активними неметалами сірка реагує при нагріванні як окисник:

C + 2S = CS₂

Даючи хімічну характеристику складним речовинам, слід чітко розрізняти їх кислотно – основні та окисно – відновні властивості. Зміна ступеня окиснення елементів має місце, як правило, лише в останньому випадку.

Молекула сірководню, всупереч припущенню про схожість з молекулою води, істотно відрізняється від неї за властивостями. Хоча зв'язок H – S менш полярний, ніж H – O, молекула сірководню не така міцна, як молекула води, через більші розміри атома Сульфуру та відсутність гібридизації валентних орбіталей. Енергія міжмолекулярної взаємодії для сірководню набагато менша, ніж для води (менша полярність молекули та відсутність водневого зв’язку), тому сірководень за звичайних умов газ (температура зрідження -60,7 ⁰С), а його водний розчин виявляє слабкі кислотні властивості

Сульфідна (сірководнева) кислота як двоосновна утворює два ряди солей – сульфіди та гідросульфіди. Сульфіди, як правило, погано розчиняються у воді і мають характерні забарвлення, що використовуються в якісному аналізі для ідентифікації катіонів. Розчинні у воді сульфіди сильно гідролізують, що зумовлює лужну реакцію розчину.

Оскільки сульфідна кислота дуже слабка, гідроліз проходить не лише за першим, а й за другим ступенем, і водні розчини таких солей мають характерний запах сірководню. Для сульфідної кислоти зазвичай не характерні реакції з металами та їх оксидами, а реакції з лугами - оборотні. До кінця перебігають тільки ті реакції, внаслідок яких утворюються сульфіди, нерозчинні у воді й кислотах:

H₂S + CuSO₄ = H₂SO₄ + CuS

Із позиції окиснення – відновлення сірководень і сульфіди виявляють тільки відновні властивості (Сульфур у найнижчому ступені окиснення):

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

Слід звернути увагу на реакцію з киснем, яка проходить за звичайних умов, завдяки чому сірководень не накопичується в природі. Сірководень – отруйний газ. Його допустима концентрація – 0,01 мг/л. Він отруює каталізатори органічного й неорганічного походження. Промислового значення сірководень не має і в промислових масштабах його не добувають. В лабораторії сірководень можна добути дією кислот на деякі сульфіди.

SO₂ і SO₃ – оксиди Сульфуру, які мають промислове значення. Обидва носять кислотний характер: з водою утворюють відповідні кислоти – сірчисту (сульфітну) й сірчану (сульфатну), а при взаємодії з лугами та оксидами металів – солі цих кислот – сульфіти та сульфати.

Сірчистий ангідрид SO₃ за звичайних умов – летка рідина, «димить» на відкритому повітрі, жадібно поглинаючи вологу з утворенням сірчаної кислоти (реакція необоротна). Він добре розчиняється не тільки у воді, але й у самій сірчаній кислоті. Такий розчин називають олеум. З позицій окиснення – відновлення, SO₃ – тільки окисник (ступінь окиснення Сульфуру +6 – найвищий).

SO₂ за звичайних умов – газ із різким задушливим запахом, добре розчинний у воді (до 40 об’ємів в 1 об’ємі води). Сірчиста кислота, яка при цьому утворюється, - електроліт середньої сили, нестійка, існує тільки в розчинах, легко розкладається на сірчистий газ і воду.

В SO₂ і сірчистій кислоті ступінь окиснення Сульфуру +4 – проміжний, тобто можливе як окиснення його так і відновлення. Однак із причини особливої будови молекули SO₂ переважають відновні властивості:

2H₂SO₃ + O₂ = 2H₂SO₄

Окиснювальні властивості слід чекати в разі взаємодії з більш сильним відновником, ніж Сульфур +4:

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

У промисловості SO₂ добувають, окислюючи самородну сірку в присутності кисню або випалюванням сульфідних руд:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

В лабораторії – дією сильних кислот на солі нестійкої сірчистої кислоти – сульфіти:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + SO₂

SO₃ добувають каталітичним окисненням SO₂ в спеціальних контактних апаратах. Реакція, що в них відбувається, оборотна. Збільшенню виходу SO₃ сприяє підвищення тиску, підтримання певного температурного режиму, в якому каталізатор працює найефективніше, відведення SO₃ із зони реакції. Для поглинання SO₃ безпечніше використовувати не воду, а концентровану сірчану кислоту ( менше виділяється енергії). З олеуму, що при цьому утворюється, готують розчини сірчаної кислоти потрібної концентрації, дотримуючись при цьому, звичайно, необхідних правил техніки безпеки.

Розведена сірчана кислота виявляє характерні для сильних кислот властивості: добре дисоціює на іони за двома ступенями, реагує з активними металами з виділенням водню, який виступає в ролі окисника, а при взаємодії з оксидами та гідроксидами металів утворює середні (сульфати) та кислі (гідросульфати) солі.

Концентрована сірчана кислота має ряд особливостей, які не характерні для звичайних кислот, в тому числі і для розведеної сульфатної кислоти:

1. інакше взаємодіє з металами, виділяючи не водень, а продукти відновлення Сульфуру, причому ступінь відновлення Сульфуру залежить від активності металу:

2H₂SO₄ + Hg = HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Деякі метали концентрована сульфатна кислота переводить у пасивний стан, зміцнюючи захисну оксидну плівку на їх поверхні.

2. розчиняє свій власний ангідрид (до 70%), утворюючи олеум. Тобто концентрована сірчана кислота може бути більше, ніж 100%

3. гігроскопічна: жадібно поглинає вологу, тобто хімічно взаємодіє з виділенням великої кількості теплоти; відбирає воду від різних органічних і неорганічних речовин; застосовується для осушування газів, у яких відсутні основні властивості;

4. як кислота сильна й нелетка (кипить без розкладу за 337 ⁰С), витискує більш слабкі й леткі кислі продукти з їх сполук, що широко застосовується в лабораторній практиці і в промисловості.