- •Часть 2.
- •Список сокращений и обозначений
- •Глава 1. Введение
- •1.1. Периодическая система
- •1.2. Основные свойства элементов
- •1.2.1. Характеристики изолированных атомов
- •1.2.2. Характеристики элементов в составе соединений
- •1.3. Нахождение в природе. Способы получения простых веществ
- •Глава 2.Водород
- •2.1. Распространенность водорода
- •2.2. Сходство водорода с другими элементами
- •2.2.1. Сходство с галогенами
- •2.2.2. Сходство со щелочными металлами
- •2.3. Особенности водорода
- •2.4. Получение водорода. Водородная энергетика
- •Глава 3. Галогены
- •3.1. Общая характеристика. Нахождение в природе
- •3.2. Получение простых веществ.
- •3.3. Физические свойства г2
- •3.4. Химические свойства галогенов
- •3.4.1. Галогены как окислители
- •3.4.2. Взаимодействие г2 с водородом. Получение hCl и ее свойства. Галогеноводородные кислоты
- •3.4.3. Окислительно-восстановительные реакции в водных растворах. Кислородосодержащие соединения хлора
- •Глава 4. Халькогены
- •4.1. Общая характеристика. Нахождение в природе. Получение
- •4.2. Структура и физические свойства простых веществ
- •4.3. Химические свойства и применение простых веществ
- •4.4. Вода и сероводород. Сульфиды
- •4.5. Перхалькогениды
- •4.6. Кислородосодержащие соединения серы
- •4.7. Экологический аспект переработки сульфидных руд
- •Глава 5. Азот и фосфор
- •5.1. Общая характеристика. Нахождение в природе. Получение
- •5.2. Простые вещества
- •5.2.1. Структура и физические свойства
- •5.2.2. Химические свойства
- •5.3. Аммиак и соли аммония
- •5.3.1. Получение аммиака
- •5.3.2. Физические и химические свойства
- •5.3.3. Соли аммония
- •5.4. Оксиды и гидроксиды азота. Соли
- •5.4.1. Получение оксидов и кислот
- •5.4.2. Свойства и применение
- •5.4.3. Нитраты и нитриты
- •5.5. Кислородосодержащие соединения фосфора
- •5.6. Минеральные удобрения
- •Глава 6. Углерод и кремний
- •6.1. Общая характеристика. Нахождение в природе. Получение
- •6.2. Структура и физические свойства простых веществ
- •6.3. Химические свойства простых веществ
- •6.4. Метан
- •6.5. Кислородосодержащие соединения углерода
- •6.5.1. Общая характеристика и свойства
- •6.5.2. Токсичность оксидов
- •6.5.3. Синтез и обнаружение диоксида углерода
- •6.5.4. Применение со2 и проблемы его утилизации
- •6.6. Кислородосодержащие соединения кремния. Стекло. Цемент
- •6.6.1. Оксид. Гидроксид. Соли
- •6.6.2. Нерастворимые стекла
- •6.6.3. Цемент
- •6.7. Уголь и силикагель как сорбенты
- •Глава 7. Металлы
- •7.1. Общая характеристика
- •7.2.2. Жесткость воды и способы ее устранения
- •7.2.3. Получение и свойства s-металлов
- •7.2.4. Сложные вещества s-элементов. Производство соды
- •7.3.1. Общая характеристика. Степени окисления
- •7.3.2. Природные соединения алюминия
- •7.3.3. Физические свойства
- •7.3.4. Химические свойства
- •7.3.5. Оксиды и соли p-элементов
- •7.3.6. Производство алюминия
- •7.4.1. Общая характеристика
- •7.4.2. Нахождение d-элементов в природе
- •7.4.3. Получение d-металлов
- •7.4.4. Физические свойства
- •7.4.5. Химические свойства d-металлов
- •7.4.6. Сложные соединения d-элементов. Сплавы
- •Рекомендуемая литература.
- •Содержание
- •Глава 1. Введение 4
Глава 4. Халькогены
4.1. Общая характеристика. Нахождение в природе. Получение
К халькогенам (Х) относятся p-элементы VI группы таблицы Менделеева: кислород, сера (ее название означает «светло-желтая») и их аналоги. Электронная конфигурация валентного слоя атомов Х: s2p4.
Следовательно, до устойчивой конфигурации не хватает двух е. И присоединяя их, Х проявляют ст.ок. –2. Кислород и даже сера в этой ст.ок. настолько устойчивы, что именно в ней чаще всего находятся в природе. А т.к. их кларки высоки: 58% для кислорода10 (1-ое место по распространенности) и 0,03% для серы (больше, чем для любого из галогенов), то они образуют подавляющее большинство соединений на Земле.
Это оксиды (например, железные руды: , и др.), кислородосодержащие соли: карбонаты (мел, известняк, малахит и т.д.), силикаты (являющиеся основой всех горных пород) и т.п. Кроме того, сульфиды11: железный колчедан или пирит12 (), цинковая обманка (ZnS), киноварь (HgS) и др. А также сульфаты: глауберова соль (), горькая соль (), гипс () и т.п. Вот почему элемент данной группы названы халькогенами, что значит, рудообразующие.
Поскольку и S менее активны, чем Г2, то встречаются в природе и в виде простых веществ. Так, входит в состав атмосферы (21% объема воздуха, что составляет 1015 т, но это лишь 1/10 000 всего кислорода на Земле). Самородная же сера встречается, например, вблизи вулканов как продукт взаимодействия вулканических газов: сернистого и сероводорода H2S.
В промышленности серу получают из самородной, отделяя ее от примесей переплавкой. А О2 выделяют из воздуха ректификацией. Этот процесс заключается в том, что воздух (очищенный от пыли, влаги и углекислого газа) сжижают, охлаждая до -200°С; после чего постепенно нагревают. И поскольку т.кип. азота (-196°С) ниже, чем кислорода (-183°С), то N2 выкипает первым. (То есть данным способом одновременно получают и азот.) В ходе ректификации цвет жидкости меняется от слегка голубоватого до явно голубого.
В лаборатории серу используют реактивную (готовое товарное вещество), а кислород берут из баллонов (голубого цвета), где он находится под давлением 100‑150 атм. Небольшие его количества получают, например, нагревая перманганат калия (при этом образуются также манганат калия и диоксид марганца):
4.2. Структура и физические свойства простых веществ
Способности кислорода и серы к формированию ХС. Аллотропия. Атомы любого галогена, а также Н, имея один неспаренный электрон, могут существовать лишь в виде одного простого соединения Э2. У атомов же халькогенов два неспаренных е и потому возможны варианты, например, в случае кислорода:
1) или данный атом O образует двойную связь со вторым О, формируя молекулу простого вещества (его, как и сам элемент, называют кислородом): ;
2) или О дает две связи с двумя атомами O; при этом получается молекула другого простого соединения кислорода – озона .
Наличие у элемента нескольких простых веществ, различающихся числом атомов в молекуле или структурой решетки, называют аллотропией. Так что О2 и О3 – это аллотропные формы кислорода.
Отметим, что в случае озона ст.ок. центрального атома кислорода считается равной +4, а, следовательно, у концевых – по –2.
В случае серы формирование простых соединений происходит иначе, чем у кислорода, а именно: образуются многоатомные цепи и циклы.
осями связей) замыкаются в циклы .
Простые вещества серы. Различают несколько аллотропных форм S: ромбическую, моноклинную, пластическую и др. Причем 1-ая и 2-ая построены из одинаковых циклических молекул S8, но ориентированы эти частицы относительно друг друга по-разному, что и обеспечивает разную форму кристаллов, а также немного отличающийся их цвет.
Причем при об.у. устойчива ромбическая сера – кристаллы в виде ромбов ярко желтого цвета. А при нагревании выше 96°С ориентация молекул S8 изменяется и образуются более светлые кристаллы в виде длинных призм – это моноклинная сера. При 119°С она переходит в легкоподвижную желтую жидкость, которая выше 160°С начинает темнеть и густеть, т.к. происходит разрыв циклов S8 и образование длинных цепей Sn , где n может достигать нескольких сотен тысяч (при 200-2500С).
Напомним, чем более многоатомны частицы, тем больше число контактов для осуществления дисперсионных взаимодействий между ними. Вот почему расплав серы при нагревании (в интервале 160 ОС – 250 ОС, но не выше) густеет.
Если такой расплав резко охладить (например, вылив в холодную воду), то цепи Sn сохраняются и получается тягучая масса коричневого цвета – пластическая сера. Она имеет волокнистую структуру решетки, а не молекулярную, как ромбическая или моноклинная S.
Физические свойства. Вследствие многоатомности цепей пластическая сера не растворяется в органических жидкостях, в отличие от ромбической и моноклинной. В воде же все аллотропные формы S практически нерастворимы.
Кислород, хотя и ограничено, но растворяется в воде (30 мл/л при об.у.), что обеспечивает дыхание рыб и других водных животных13. (В Мировом океане находится 1013 т .) Растворимость озона в воде в 9 раз выше, чем О2 (благодаря полярности частиц О3). Имея к тому же больше атомов в молекуле и как следствие большую молекулярную массу, озон и кипит выше (при -112 °С).