Группа VI a (ns2np4)

Характерные степени окисления в соединениях –2, 0, +4, +6 (кроме кислорода).

Для кислорода устойчивая степень окисления (–2), неустойчивые (-1) в пероксиде водорода Н₂О₂ и других пероксидных соединениях и (+2) в соединении OF₂.

Степени окисления

-2 +4 +6

H₂O (ж)

Водные растворы

H₂S (г) H₂S  H⁺ + HS^- SO₂ (г) H₂SO₃ SO₃ H₂SO₄

Сероводород сероводородная к-та сернистый газ сернистая к-та серный газ серная кислота

сернистый ангидрид серный ангидрид

H₂Se (г) селеноводородная к-та SeO₂ H₂SeO₃ SeO₃ H₂SeO₄

H₂Te (г) теллуроводородная к-та TeO₂ H₂TeO₃ TeO₃ H₂TeO₄

   

газы с слабые кислоты слабые кислоты сильные кислоты

неприятным

запахом соли соли соли

халькагено- сульфиды сульфиты сульфаты

водороды селениды селениты селенаты

теллуриды теллуриты теллураты

Вода.

В молекуле воды атом кислорода находится в состоянии sp³ – гибридизации, но валентный угол немного меньше 109⁰ за счет эффекта отталкивания неподеленных электронных пар.

Рис.30. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы воды.

В жидком и кристаллическом состояниях вода образует ассоциаты (Н₂О)_x за счет водородных связей.

Рис.31. Схема образования ассоциатов (Н₂О)₂, (Н₂О)₆ (снежинка), (Н₂О)_x (лед)

Рис.32. Зависимость плотности воды от температуры

Получение водородных соединений.

S + H₂ =t= H₂S

ZnS + H₂SO₄ = H₂S + ZnSO₄

2H₂ + O₂ =катализатор Pt= 2H₂O - взрыв



гремучий газ

Восстановительные свойства сероводорода и сульфидов.

Na₂S (или H₂S) + окислитель (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, Cl₂)  / SO₄^2-, Mn²⁺, Cr³⁺, Cl^- /

ОВ – двойственность сульфитов.

Na₂SO₃ + типичный окислитель (KMnO₄, K₂Cr₂O₇) + кислотная среда  / SO₄^2-, Mn²⁺, Cr³⁺ /

Na₂SO₃ + типичный восстановитель (Na₂S)  / S⁰ / - реакция конмутации

(выравнивания степеней окисления)

Серная кислота.

₊₂

П олучение: 4FeS₂ + 11 О₂ =t= 2Fe₂O₃ + 8SO₂ пирит Fe

S S

2SO₂ + O₂ =t= 2SO₃ (катализатор V₂O₅ ) -1 -1

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Серную кислоту, в отличие от других кислот, можно получить с массовой долей 100% - это олеум.

В олеуме может растворяться еще некоторое количество серного ангидрида:

H₂SO₄ + SO₃ = H₂S₂O₇ – пиросерная кислота, существует только в кристаллическом состоянии:

H₂S₂O₇ + H₂O = 2H₂SO₄

Окислительные свойства серной кислоты.

В молекуле серной кислоты два окислителя – H⁺ и S (+6).

В разбавленной H₂SO₄ окислителем являются ионы водорода. Металлы, стоящие левее водорода, растворяются в разбавленной серной кислоте, при этом выделяется водород и образуется сульфат металла:

H₂SO_{4 разб.} + Mg = H₂ + MgSO₄

H₂SO_{4 разб.} + Сu  реакция не идет

Концентрированная серная кислота – является сильным окислителем за счет S (+6), которая в ходе реакции восстанавливается до SO₂, S, H₂S (H₂ не выделяется).

HBr + H₂SO_{4 конц.}  / Br₂, SO₂ /

HJ + H₂SO_{4 конц.}  / J₂, H₂S /

C + H₂SO_{4 конц.}  / CO₂, SO₂ /

Металлы активные (Mg, Zn) + H₂SO_{4 конц.}  / MgSO₄, ZnSO₄, H₂S /

Металлы малоактивные (Cu) + H₂SO_{4 конц.}  / CuSO₄, SO₂ /