Химия элементов VI группы. Халькогены

ns²np⁴. Только кислород газ, ост –тв вещ-ва. I₁ меньше, чем в группе 7. Прочность связи Э₂ растет по периоду справа налево и уменьш сверзу вниз. парамагнетизмО₂. Сера при 900⁰ в паре в виде S₂.

Химические свойства кислорода.

Кайносимметрик, его св-ва отлич от свойств других эл группы. Кислород – ок-ль, ЭО эл-т. Жидкий – еще более. Т кип 90К. образов иона О^2- нереально. Процесс невозможен, ион, близкий к О^2- может существовать только в кристаллич решетке.1/2(О₂)+2е=(О^2-) ΔН=+901.55кДж. (О^-)+е=(О^2-) ΔН=+700.56кДж. В воде кислород как ок-ль в водном р-ре О₂+4Н⁺+4е→2Н₂О Е⁰=+1.229В. обратимое присоед кислорода к оксигенильным комплексам – гемоглобин, гемоцианин. перекись водорода. Степ ок -1. Может быть и ок-лем и вос-лем. О₂+2Н⁺+2е→2Н₂О₂ Е⁰=0.682. Н₂О₂+2Н⁺+2е→2Н₂О Е⁰=1.776 – очень сильный ок-ль.в воде нестаб. Диспропорц. Сжигая щелочные мет в кислороде, получ перекиси металлов. Ион О₂^2- диамагнитен. Сжигая тяжелые щел мет (нач с К) под давл кислорода, пол надперекиси КО₂. Ион О₂^- парамагнитен, 1 несп эл. Аллотропия. 3О₂=2О₃. ΔН=+284кДж. ΔS=-137.5 Дж/К. получ при электрич разряде геометрия мол озона. ОО₂. 6+4 эл, 2 двойные св(8е)+непл пара-молекула уголковая. Угол св 117. С точки зрения валентностей абсурд, центр атом имеет 4 связи. На самом деле sp²гибр, а р_z-орбит образ двухэлектронную трехцентровую св, поэтому ее длина 1.278А. озон образует озониды 3КОН_ТВ+2О₃→2КО_3(тв)+КОН·Н₂О+1/2О₂. Соединения непрочные, сильно к-ли. Получение О₂ в чистом виде из воздуха. Сера самородная в виде мол S₈, FeS₂ – пирит, PbS и др сульфиды. Селен и теллур в виде селенидов и теллуридов металлов. Для эл 6гр хар тенд к образов цепей – образов двойной связи как у кислорода станов все менее выгодно с увелич размеров атомов, наличие 2ух несп р-эл благопр образов длинных зигзагообр цепей. Мол S₈ – т.н. корона. При нагрев сера плав и повыш вязкость – образ более дл цепи. Аллотропия серы. Сера имеет разл структуры: ромбич и моноклинную. Все эл 6 гр – ок-ли-взаим с бол-вом мет. Активность падает вниз по группе. В воде не раств, с разбавл кислотами не реаг.

Водородные соединения.

Стабильность падает по группе, межатомные взаимод растут. искл вода. Водо св между мол воды стабил воду в целом и приводят к тому, что она жидкая при с.у. получение: сероводород, FeЭ+H₂SO₄→FeSO₄+Н₂Э. к-ты слабые. Сила к-от растет по группе. Восстановители. H₂Se и H₂Te восст воду. H₂S –яд. Противоядие – окислители. H₂S+О₂→ Н₂О+SO₂. Раств только сульфиды щел мет. Осажд сульфидов – способ раздел мет в анал химии. Сульфиды вып в осадок при разных рН, в завис отих ПР. Ag₂S ПР=2*10^-50CdS ПР=1.6*10^-28. Эти сульфиды осажд в щел среде (Na₂S).

Оксиды.

ЭО₂, ЭО₃. У серы еще S₂O₃, SO,S₂O₇,SO₄. S+O₂→SO₂. SO₂+ Н₂О↔H₂SO₃ сл к-та. SO₂+1/2О₂→ SO₃. ЭО₂ – пониж стаб от S к Se, но повыш к теллуру. У всех оксидов пониж кислотность, возраст основные св-ва.ТеО₂-амфот оксид. 1) растет восст акт Н₂Э 2)падает окисл акт Э 3)SeO₄^2- - самый сильно к-ль, вторичная период. 4)H₂SO₃- хор мягкий восст 5) в разбавл (1М) р-ре H₂SO₄ очень плохой ок-ль. Обилие кислородных кислот серы. 1) к-ты с 1 атомом серы H₂SO₃ ,H₂SO₄ 2) с двумя или более атомами серы Н₂S₂O₃ тиосерная оч хор восст-ль. Н₂S₂O₇ пиросерная 3) произв перекиси водорода пероксомоносерная и пероксодисерная.

Галогениды и оксогалогениды халькогенов.

С фтором S+F₂→SF₆;SF₄;S₂F₁₀. SF₆ очень устойчив, но SF₆+3 Н₂О→SO₃+6HF, исп как газообр изолятор. SF₄+Н₂О→ SO₂+HF,SeF₄,TeF₄ сильн фторирующ агенты. С хлором образ только оксихлориды и низшие хлориды: S₂Cl₂, SCl₂. Селен и теллур образ ЭГ₄ – галогенангидриды, кот с солями щел мет обр компл К[SeF₅]. Оксигалогениды: SOCl₂-хлористый тионил; SeOCl₂ – селенил. SO₂Cl₂-хлористый сульфурил. Все они ков соед, галогенангидриды.