Таблица 3. Энергии одинарных и двойных связей (кДж/моль)

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

Из приведенных значений следует, что образование двух одинарных -связей для серы вместо одной двойной ( + ) связано с выигрышем в энергии (530 - 421 = 109 Дж/моль). Для кислорода, напротив, одна двойная связь энергетически предпочтительнее (494-292=202 кДж/моль), чем две одинарные. Уменьшение прочности двойной связи при переходе от О к S связано с увеличением размеров р-орбиталей и уменьшением их перекрывания. Таким образом для кислорода катенация ограничивается небольшим числом нестойких соединений: O₃ озон, O₄F₂.

Более ярко катенация наблюдается у серы, селена и теллура. Для них известны многочисленные линейные и циклические молекулярные формы, образованные цепочками - Э- Э-. Методами хроматографии идентифицированы циклы S_n, где 6 n 23. Бесконечные цепи Э_n обнаружены для серы, селена, теллура.

Катенация не ограничивается простыми веществами. Известны соединения, содержащие гомоатомные циклы и цепи, стабилизированные концевыми - H, - Cl или группами - , например:

полисульфаны	(0<n 6):
дихлорполисульфаны	(O < n 100):
политионаты	(1 n 22): и т.д.
циклические поликатионы		.

С катенацией сязаны аллотропия и полиморфизм простых веществ. Аллотропия - это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах. Явление аллотропии относят к молекулам, содержащим разное количество атомов одного и того же элемента, например, О₂ и О₃, S₂ и S₈, Р₂ и Р₄ и т.д. Понятие полиморфизма относится только к твердым веществам. Полиморфизм - способность твердого вещества с одним и тем же составом иметь разное пространственное строение. Примерами полиморфных модификаций являются сера моноклинная и сера ромбическая, состоящие из одинаковых циклов S₈, но размещенных в пространстве по-разному (см. § 2.3). Рассмотрим сначала свойства кислорода и его аллотропной формы - озона, а затем полиморфизм серы, селена и теллура.

§ 2.2. Кислород, озон: строение и свойства.

Кислород - самый распространенный элемент на Земле. Известно около 1500 минералов, содержащих кислород. Вследствие жесткости электронной оболочки для кислорода характерны слабое межмолекулярное взаимодействие и низкие температуры плавления и кипения (табл.2).

При 20^оС растворимость О₂ составляет 3.08 объема в 100 объемах воды. Растворимость в соленой воде несколько ниже, но достаточна для поддержания жизни в морях. Растворимость О₂ в органических жидкостях на порядок выше.

Электронное строение молекулы О₂ описывается на основе метода МО (рис.1а).

Рис.1. Схема молекулярных орбиталей молекулы кислорода в основном (а) и двух возбужденных состояниях (б) и (в).

На этой схеме по краям нанесены энергии атомных орбиталей (АО), а в середине - молекулярных (МО). Взаимодействующие атомные и образующиеся молекулярные орбитали соединены пунктирными линиями. Две нижние по энергии 2s- АО порождают две нижние связывающую и разрыхляющую МО. Самой нижней по энергии молекулярной орбиталью, образуемой двумя наборами трижды вырожденных р-орбиталей, является связывающая связывающая орбиталь, поскольку -перекрывание p_z- p_z АО больше, чем и . Соответственно наибольшее расщепление уровней приводит к тому, что самой верхней по энергии является разрыхляющая орбиталь. Между связывающей и разрыхляющей орбиталями находятся и связывающие и , разрыхляющие МО. -молекулярные орбитали дважды вырождены, так как перекрывание р_х и р_y АО совершенно одинаково. По сравнению с азотом энергия МО оказывается ниже, чем энергия и МО. Это обусловлено увеличением различия энергий 2s- и 2р- АО у кислорода и уменьшением взаимодействия однотипных и связывающих молекулярных орбиталей. Наличие двух неспаренных электронов с параллельными спинами на дважды вырожденных разрыхляющих ^*-орбиталях объясняет парамагнетизм кислорода. Такое расположение электронов соответствует триплетному состоянию с межатомным расстоянием О-О 1.2074 . Поскольку на связывающих орбиталях молекулы находится на 4 электрона больше, чем на разрыхляющих, формально можно считать в молекуле О₂ связь между атомами двойной.

Если при фотохимическом или химическом возбуждении на одной *-орбитали оказываются два электрона с противоположными спинами, то возникает так называемое синглетное состояние с общим нулевым спином (рис.1б). Это состояние по энергии расположено на 92 кДж/моль выше основного состояния. Если же при возбуждении атома кислорода два электрона занимают разные ^*-орбитали и имеют противоположные спины, то возникает еще одно возбужденное синглетное состояние с нулевым спином (рис.1в).
Оно лежит на 155 кДж/моль выше основного состояния молекулы О₂. Возбуждение сопровождается увеличением межатомных расстояний О- О: от 1.2074 до 1.2155 у первого (рис.1б) и до 1.2277 у второго (рис.1в) возбужденного состояния, что, в свою очередь, приводит к ослаблению связей О- О и к повышению химической активности кислорода. Поэтому оба синглетные состояния молекулы О₂ играют важную роль в реакциях окисления в газовой фазе. Поглощение в видимой части спектра (красная-желтая-зеленая) обеспечивает голубой цвет жидкого О₂ в возбужденном состоянии.

В ряду N_2- O_2- F₂ энергии диссоциации (атомизации) равны 945.4, 493.8 и 158.8 кДж/моль, соответственно. Ослабление прочности молекул приводит к резкому усилению химической активности от азота к кислороду и особенно к фтору. Многие реакции кислорода и фтора экзотермические и протекают самопроизвольно.

Степени окисления кислорода в его соединениях могут изменяться в широких границах: +1/2(), О(О₃), -1/3(), -1/2(), -1() и -2(О^2- ). Координационные числа атома кислорода в соединениях также весьма разнообразны: от О (атомарный кислород), 1 (О₂, СО), 2 (Н₂О, Н₂О₂), 3 (Н₃О⁺) до 4 (оксиацетаты Be и Zn), 6 (МgO, CdO) и 8 (Na₂O, Cs₂O).

Рассмотрим особенности строения и свойств озона. Наличие трех атомов кислорода в молекуле озона О₃ приводит к существенному изменению прочности связи и свойств по сравнению с кислородом О₂. Озон получают действием электрического разряда на кислород, при газовых разрядах, под действием ультрафиолетового излучения.

Диамагнитная молекула О₃ изогнутая: валентный угол О- О- О равен 116.8^о, расстояние между центральным и концевыми атомами О равно 1.278 . Это расстояние меньше длины одинарной связи (1.49 в Н₂О₂) и больше длины двойной связи (1.21 в О₂).

Каждый атом O образует одну 1 -связь с соседним атомом за счет р-электрона. Остальные р-орбитали комбинируются с образованием одной несвязывающей и одной разрыхляющей орбиталей. Количество электронов точно соответствует заселению связывающей и несвязывающей МО. Поэтому электронную систему озона относят к четырехэлектронным трехцентровым связям. Общий порядок каждой связи О- О около 1.5: 1 -связывающей и 0.5 -несвязывающей МО.

В кислой и щелочной средах озон - более сильный окислитель, чем кислород;:

	Ео = +2.076 В
	Ео = +1.24 В.
Примеры окислительных реакций озона:

Восстановительными свойствами озон не обладает. Таким образом, озон характеризуется свойствами сильного окислителя и переносчика атома О с выделением свободного О₂. К числу характерных реакций озона относится образование озонидов щелочных МО₃ и щелочно-земельных М(О₃)₂ металлов при пропускании озона в щелочные растворы. Термическая устойчивость озонидов МО₃ в ряду Na<K<Rb<Cs и М(О₃)₂ в ряду Ca<Sr<Ba соответствует возрастанию прочности кристаллической решетки озонидов в группе щелочных и в группе щелочно-земельных металлов. Аналогично изменяется устойчивость пероксидов этих металлов.

Помимо озона, кислород образует малоустойчивые частицы О₄ и .

§ 2.3. Полиморфизм серы, селена и теллура.

Полиморфизм серы, селена и теллура связан с многообразием способов упаковки молекулярных цепей и циклов в кристаллах. Так, связи S- S легко изменяются и приспосабливаются к атомному окружению серы в соединениях. Межатомные расстояния

S- Sварьируютсяв очень широких пределах от 1.80 до 2.80 в зависимости от характера связей. Валентные углы S- S- Sпри этом могут изменяться от 90 до 180^оС.

В зависимости от внешних условий цикло-октасера S₈ существует в нескольких твердых модификациях: -ромбическая [Термин "ромбическая" относится к внутреннему строению кристаллов. Выделяется наименьший элементарный объем в форме ортогонального параллелепипеда (а b c), с помощью которого путем операций симметрии (перенос, вращене и др.) можно построить весь бесконечный макрокристалл], -м оноклинная (Термин "моноклинная" расшифровывается аналогично, только наименьший элементарный объем выделяется в форме скошенного параллелепипеда (а b c, = = 90^o, 90^o)

Известны также аморфные фазы и фазы высокого давления.

Рис.2. Диаграмма состояния серы.

На рис.2 изображена фазовая диаграмма серы в координатах давление (Р) - температура (Т). Линии ЕА, АС и СК представляют температурную зависимость давления насыщенного пара серы над твердой S_p, твердой S_м и жидкой S_ж серой, соответственно. Линия АВ описывает зависимость температуры фазового перехода S_p S_м от внешнего давления, а линии ВС и ВД - зависимость от внешнего давления (создаваемого, например, поршнем) температур плавления моноклинной и ромбической серы, соответственно. Область устойчивости ромбической S_p серы ограничена осью ординат и кривыми АВ, ВD и ЕА, а область существования моноклинной S_м модификации - кривыми ВС, AС и AВ. Область существования жидкой фазы расположена справа от кривых BС и BD и выше кривой CK. Область устойчивости парообразной серы лежит ниже кривых ЕА, АС и СК.

В областях существования конденсированных и газообразной форм серы устойчива только 1 фаза. Такому равновесию отвечают две степени свободы. Каждая кривая соответствует двухфазному равновесию, характеризующемуся одной степенью свободы.

В отличие от диаграммы состояния воды с одной тройной точкой на аналогичной диаграмме серы (рис.2) таких точек 3 (А, В и С). В каждой из них сосуществуют 3 фазы (например, в точке А - твердая ромбическая + твердая моноклинная + газообразная сера), и число степеней свободы равно О. Параметры таких тройных точек являются характеристическими константами вещества.

Термодинамически устойчивая в стандартных условиях -ромбическая модификация серы состоит из циклических молекул S₈. Молекула имеет форму короны, в которой длины

всех связей S- Sравны 2.06 и валентный угол 108^о (близкий к тетраэдрическому). При медленном нагревании -сера обратимо переходит в -моноклинную серу, кристаллы которой построены из таких же циклических коронообразных молекул S₈, но в пространстве расположены по-другому. При закалке (быстром охлаждении) расплавленной серы от температур выше 300^оС образуется метастабильная пластическая сера, образованная спиральными цепями с левым и правым винтовым вращением. Все без исключения модификации серы при комнатной температуре с течением времени превращаются в устойчивую ромбическую -серу.

У селена также известны различные модификации. Три моноклинные модификации красного селена (, и ) образованы циклическими молекулами Se₈ и различаются только способами их пространственной упаковки в кристаллах. Наиболее устойчивы у селена и теллура гексагональные модификации, образованные спиральными цепями атомов. В них каждый атом халькогена связан ковалентными связями с двумя своими ближайшими соседями по цепочке. Между параллельными цепочками действуют слабые межмолекулярные силы. Благодаря им Se и Те обладают сравнительно низкими температурами плавления.

У металлического Ро известны 2 кристаллические модификации - низко- и высокотемпературная (кубическая и гексагональная), с температурой перехода 309 К.

§ 2.4. Поведение халькогенов при плавлении и испарении.

Свойства простых неметаллических веществ существенным образом зависят от строения их молекул и взаимодействия между ними. Рассмотрим в качестве примера изменение свойств серы при плавлении.

При плавлении кристаллов серы (Т=99.5^оС) разрываются слабые межмолекулярные связи и освобождаются циклические молекулы S₈, приобретающие при этом легкую подвижность. Вязкость расплава в этих условиях меньше вязкости воды. При 159.4^оС все свойства жидкой серы изменяются скачкообразно (теплоемкость, плотность, сжимаемость, цвет, электропроводность, поверхностное натяжение и др.). Особенно резко меняется вязкость расплава, которая при нагревании до 195^оС возрастает в 10 тысяч раз (расплав перестает выливаться из пробирки). Это связано с процессом двухступенчатой полимеризации, в результате которой образуются гомоцепи:

цикл - S₈ цепь - S₈

цепь - S₈ + цикл -S₈ цепь - S₁₆ и т.д.

В результате полимеризации, протекающей по бирадикальному механизму, при ~ 180^оС собираются цепи длиной более 200 тысяч атомов серы. При дальнейшем нагревании вязкость расплава понижается из-за начинающейся деполимеризации. Цепи постепенно укорачиваются до ~ 1000 атомов при 400^оС и до ~ 100 атомов при 600^оС. Выше 445^оC давление насыщенного пара над жидкой серой превышает 10⁵ Па (1атм). В паре присутствуют все молекулы S_n (2 n 10), включая молекулы с нечетным числом атомов.

В структуре твердого и жидкого селена (Г.Г.Девятых, М.Ф.Чурбанов "Высокочистые халькогены", Горький,1974, с.243) содержатся цепи и циклы Se₈. В отличие от серы селен не имеет температурной области, в которой его расплав состоял бы только из циклических молекул. При нагревании до 620^оС степень полимеризации и вязкость возрастают, а в интервале 620-920^оС уменьшаются. В теллуре в соответствии с увеличением доли металлической связи по сравнению с серой и селеном циклические структуры не присутствуют ни в твердой, ни в жидкой фазах. В паре над селеном и теллуром присутствуют молекулы Se_n (2 n 9) и Те_n (2 n 7).

§ 3. Химические свойства халькогенов.

Сера - химически активное вещество, особенно при повышенных температурах, облегчающих разрыв связей S- S. Она непосредственно соединяется с многими простыми веществами, за исключением инертных газов, N, Te, I, Pt, Au. Однако соединения серы с азотом, теллуром, иодом, платиной и золотом синтезированы косвенными методами.

Сера медленно реагирует с Н₂ при 120^оС и значительно быстрее при температуре выше 200^оС, образуя Н₂S, сгорает во фторе с образованием SF₆. Реакция серы с хлором сильно ускоряется при нагревании: ее продуктами являются S₂Cl₂ и SCl₂. Во влажном

воздухе сера медленно окисляется, на воздухе при 250-260^оС сгорает до SО₂.

Реакционная способность серы определяется особенностью строения и прочностью связи S- S в молекулах S_n. Циклические молекулы S₈ в твердой сере менее активны, чем бирадикальные цепочки S₈, образующиеся в расплаве (см. § 2.4). Получаемая фотолизом паров атомарная сера отличается очень высокой реакционной способностью.

Как и у молекулярного кислорода (см. § 2.2), у молекулярной серы возможны два электронных состояния: триплетное и синглетное с разными химическими активностями.

Основное триплетное состояние с двумя неспаренными электронами лежит на 110.52 кДж/моль ниже возбужденного синглетного состояния без неспаренных электронов. Например, парафиновые углеводороды инертны к триплетной сере, но в присутствии синглетной серы образуют меркаптаны: RH + S RSH.

Se, Teи Po соединяются непосредственно с большинством простых веществ, хотя и труднее, чем О и S. Среди их соединений наиболее устойчивы селениды, теллуриды и полониды металлов, но их устойчивость ниже, чем у аналогичных оксидов и сульфидов.

С сильно электроотрицательными элементами (F, O и Cl) халькогены проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.

Как и элементы VII группы, халькогены диспропорционируют в воде:

2/n Э_n + Н₂О Н₂Э + Н₂ЭО₃.

Равновесие существенно смещается в сторону продуктов реакции при кипячении и в присутствии щелочей:

3Э + 6NaOH 2Na₂Э + Na₂ЭО₃ + 3Н₂О.

§ 4. Халькогены в природе. Получение простых веществ.

В природе халькогены сосредоточены в рудных месторождениях, где они связаны преимущественно с металлами. Значительная часть серы находится либо в самородном состоянии (вулканическая сера), либо в форме сульфидов и сульфатов (CuFeS₂ - халькопирит, ZnS - сфалерит, FeAsS - арсенит, CaSO₄^. 2H₂O - гипс, Na₂SO₄^. 10Н₂О - мирабилит). Большие месторождения самородной серы находятся в США, в России они расположены в районе Самарской Луки на Волге. Огромное количество серы содержится в нефти и в нефтяных газах, откуда их извлекают в процессе технологической очистки. Присутствие соединений серы в нефти создает экологические и технологические проблемы. Например, в газовых месторождениях около Астрахани содержание Н₂S достигает десятков процентов. Без глубокой очистки такие газы нельзя сжигать из-за химического отравления природы сернистым газом и нельзя перекачивать из-за сероводородной коррозии трубопроводов, скорость которой достигает нескольких мм в год.

Из подземных месторождений серу извлекают, расплавляя ее перегретой водой (165^оС) и выдавливая из-под земли сжатым воздухом. Расплав перекачивают в емкости или распыляют в воду для получения тонкого порошка. При этом получают продукт чистотой 99.5-99.9% без примесей Se, Te и As.

Серу из сероводорода получают процессом Клауса. Около 1/3 объема извлеченного из нефти H₂S сжигают до SO₂, H₂O и паров серы:

(Аналогичный процесс происходит при попадании воды в кратеры вулканов, а также в глубине Земли в результате деятельности микроорганизмов)

Затем остальную часть H₂S в присутствии оксидных катализаторов (Fe₂O₃, AlO₃) подвергают взаимодействию с SO₂:

Основным источником Se и Te служит шлам после электролитической очистки меди, который содержит значительные количества Ag, Au и платиновых металлов. Шлам подвергают окислительному обжигу с содой:

При отсутствии соды происходит улетучивание SeO₂:

Разделение Se и Te достигается обработкой серной кислотой:

Na₂SeO₃ + Na₂TeO₃ + H₂SO₄ TeO₂^. nH₂O + H₂SеO₃ + 2Na₂SO₄.

Теллур осаждается в виде гидратированного диоксида, H₂SeO₃ остается в растворе. Из этого раствора действием SO₂ осаждают красный Se чистотой 99.5%:

H₂SeO₃ + 2SO₂ + H₂O Se + 2H₂SO₄.

Гидратированный ТеО₂ растворяют в щелочи и подвергают электролитическому восстановлению до Те:

Металлический Ро получают термическим разложением в вакууме сульфида полония (275^оС) или диоксида РоО₂ (~500^оС) с последующей возгонкой металла. Также можно его получать восстановлением РоО₂ водородом (200^оС) или РоBr₂ сухим аммиаком:

3PoBr₂ + 2NH₃ 3Po + N₂ + 6HBr

§ 5. Строение молекулы Н₂Э.

Рис.3. Схема расположения координатных осей (а) и энергетическая диаграмма орбиталей молекулы Н₂О (б).

Строение молекул гидридов халькогенов Н₂Э можно проанализировать с помощью метода молекулярных орбиталей (МО). В качестве примера рассмотрим схему молекулярных орбиталей молекулы воды (рис.3)

Для построения (Подробнее см. Г.Грей "Электроны и химическая связь",М., изд-во "Мир", 1967, с.155-62 и G.L.Miessier, D.A.Tarr, "Inorganic Chemistry", Prantice Hall Int.Inc., 1991, p.153-57) схемы МО молекулы Н₂О совместим начало координат с атомом кислорода, а атомы водорода расположим в плоскости xz (рис.3). Перекрывание 2s- и 2p-АО кислорода с 1s-АО водорода показано на рис.4. В формировании МО принимают участие АО водорода и кислорода, обладающие одинаковой симметрией и близкими энергиями. Однако вклад АО в образование МО разный, что отражается в разных величинах коэффициентов в соответствующих линейных комбинациях АО. Взаимодействие (перекрывание) 1s-АО водорода, 2s- и 2р_z-АО кислорода приводит к образованию 2a₁-связывающей и 4a₁-разрыхляющей МО.

Рис.4. Перекрывание 2s- (а), 2p _x - (б) и 2p _я - (в)орбиталей атома кислорода с 1s-орбиталями двух атомов водорода молекулы воды.

c₁ (2s_o) + c₂ (2p_z,o) + c₃ (1s_н) = _МО(2a₁)

c₄ (2s_o) + с₅ (1s_н) -с₆ (2p_z,o) = _МО(4a₁).

При этом в энергию связывающей МО увеличенный вклад вносит АО с более низкой энергией, а в энергию разрыхляющей МО - атомная орбиталь с более высокой энергией. С учетом этого с₁>>c₂, а с₅>c₄ и с₆. При перекрывании 2р_х-АО кислорода и 1s-АО водорода образуются 1b₁-связывающая и 2 b₁-разрыхляющая МО:

с₇ (2р_х,о) + с₈ (1s_н) = _МО(1b₁) (с₇>>c₈)

с₉ (2р_х,о) - с₁₀ (1s_н) = _МО(2b₁) (с₉>>c₁₀).

2р_z-АО кислорода и 1s-АО водорода образуют также 3a_{1 -} практически несвязывающую МО.

с₁₁ (2p_z) + с₁₂ (1s_н) = _МО(3a₁),

так как с₁₁>>c₁₂ (рис.4в) из-за слабого перекрывания атомных орбиталей. -орбиталь кислорода расположена перпендикулярно плоскости xz, по условиям симметрии не перекрывается с 1s-орбиталями атома водорода и поэтому дает 1b₂ несвязывающую орбиталь (рис.3б).

Взаимодействие 4-х атомных орбиталей кислорода (2s-, 2р_х-, , 2p_z) и двух 1s-орбиталей атомов водорода приводит к образованию шести молекулярных орбиталей: двух связывающих (2а₁ и 1b₁), двух несвязывающих (3а₁ и 1b₂) и двух разрыхляющих (4а₁ и 2b₁). 8 электронов атомов водорода и кислорода размещаются попарно на двух связывающих и двух несвязывающих орбиталях. Из схемы, изображенной на рис.3б, можно сделать следующие выводы.

1. Молекулы Н₂О, как и молекулы других гидридов халькогенов, диамагнитны.

1. Электроны на связывающих 2а₁ и 1b₁ орбиталях обеспечивают связи О- Н, а на несвязывающих (3а₁ и 1b₂) орбиталях соответствуют свободным электронным парам в молекуле Н₂О, как это описывается в рамках метода валентных связей.

1. Принципиальным отличием ММО от МВС является разная энергия ионизации занятых молекулярных орбиталей, составляющая (в эВ) 27.3 (2а₁), 16.2 (1b₁), 14.5 (3а₁) и 12.6 (1b₂), соответственно.

1. ММО (в отличие от МВС) позволяет оценить разницу в энергиях молекулярных орбиталей: ev (E). В частности, существенным является различие в энергии двух несвязывающих орбиталей 3а₁ и 1b₂. Это связано с различной природой орбиталей - 1b₂ локализована на атоме кислорода, тогда как 3а₁ образована с участием АО водорода и кислорода и не является локализованной. Локализация электронов на 1b₂ МО приводит к тому, что отрицательный заряд в молекуле Н₂О сосредоточен вблизи атома кислорода, а положительный - вблизи атомов водорода. Таким образом, молекула Н₂О оказывается полярной (дипольный момент = l^. q= 1.84D, табл.5). Это соответствует и простым соображениям электроотрицательности: связывающие электроны смещаются к более электроотрицательному атому.

Так как у молекулы Н₂О в образовании связей принимают в основном участие 2р-орбитали кислорода и 1s-орбитали водорода, то можно ожидать, что угол Н- О- Н должен быть близким к 90^о. Однако из эксперимента следует, что этот угол равен 104.5^о (табл.5). Причина такого различия заключается в том, что этот угол соответствует минимуму энергии. Согласно квантово-механическим расчетам, энергия молекулы зависит не только от энергии молекулярных орбиталей и числа электронов на них, но и от валентного угла Н- О- Н. В приближении МВС увеличение угла Н- О- Н от 90^о (характерного для взаимодействия р-орбиталей) до 104.5^о связано с взаимным отталкиванием положительно заряженных атомов водорода.

При переходе от Н₂О к Н₂S, H₂Se и H₂Te диаграммы МО изменяются, что обусловлено увеличением энергий исходных АО халькогенов: Е_3s = -20.7 эВ; Е_3р = -12.0 эВ; Е_4s = 20.8 эВ; Е_4р = 11.9 эВ. Поэтому растет участие ns-атомных орбиталей халькогена в образовании молекулярных орбиталей. При этом несвязывающий характер орбиталей nb₂ сохраняется, а связывающий характер орбиталей 2а₁ усиливается. В целом, по мере увеличения энергии атомных орбиталей ns- и nр- уменьшается разность сумм энергий молекулярных и атомных орбиталей, которые характеризуют прочность молекул Н₂Э. Вклады nр-АО атомов халькогенов в энергию МО уменьшаются, и соответственно понижается локализация электронов на атомах халькогенов и полярность молекул. Вероятно, благодаря этому уменьшаются валентные углы Н- Э- Н в молекулах. Именно так, с точки зрения теории МО ЛКАО, объясняется понижение устойчивости молекул H₂S, H₂Sе, H₂Te по сравнению с молекулой Н₂О.

§ 6. Физические свойства гидридов Н₂Э.

Некоторые физические свойства водородных соединений халькогенов представлены в табл.5.

Таблица 5.Физические свойства гидридов ЭН₂ элементов VI группы.

Гидрид Свойство	H2O	H2S	H2Se	H2Te
Длина связей Э-Н,	0.957	1.336	1.46	1.69
Энергия связи Э-Н, кДж/моль	463	347	276	238
Валентный угол Н-Э-Н, о	104.5	92.1	91	90
Дипольный момент, D	1.844	0.92	0.24
fGo, кДж/моль	-237.24 (ж)	-33.8 (г)	19.7 (г)	85,07 (г)
Т.пл., оС	0.0	-85.6	-65.7	-51
Т.кип., оС	100.0	-60.3	-41.4	-2
К дисс. К1 (до НЭ-) К2 (до Э2- )	1.8. 10-16 * ) -	1.05. 10-7 1.23. 10-13	1.55. 10-4 1.00. 10-11	2.29. 10-3 6.76. 10-13

^*) Константа автопротолиза.

По мере увеличения размера атомов халькогенов длина связи Н-Э увеличивается, а ее энергия, а, следовательно, энергия Гиббса образования ( _fG^o) и термодинамическая стабильность Н₂Э, уменьшаются. Понижение устойчивости молекул H₂S, H₂Se, H₂Te по сравнению с Н₂О объясняется ростом размеров np-орбиталей и уменьшением их перекрывания с 1s-орбиталями атомов водорода.

Изменение угла Н- Э- Н в ряду Н₂О- H₂S- H₂Se- H₂Te с точки зрения МВС можно объяснить тем, что с ростом размеров атомов халькогенов отталкивание между атомами водорода, а значит, и величина угла Н- Э- Н уменьшаются.

В стандартных условиях гидриды Н₂Э являются газами. С ростом массы и размеров молекул Н₂Э усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, повышаются температуры и энтальпии плавления и кипения (табл.5). Аномально высокие температуры фазовых переходов у воды объясняются усилением межмолекулярного взаимодействия за счет образования водородных связей.

§ 7. Химические свойства Н₂Э.

Газообразные гидриды Н₂Эрастворимы в воде примерно одинаково: насыщенный раствор Н₂Sпри атмосферном давлении и 25^оС имеет концентрацию 0.1 моль/л. В водных растворах Н₂Эведут себя как слабые двухосновные кислоты. Сила кислот возрастает от серы к теллуру благодаря понижению энергии связи Э- Н и облегчению протолитического взаимодействия с водой (табл.5):

Н₂Э + Н₂О Н₃О⁺ + HЭ-.

Средние соли этих кислот, то есть сульфиды, селениды и теллуриды, встречаются в природе как минералы и руды металлов и служат источником их получения. На различной растворимости сульфидов в растворах с регулируемой кислотностью основаны методы разделения и аналитического определения металлов.

Рассмотрим в первом приближении процесс осаждения труднорастворимых сульфидов двухвалентных металлов из растворов их солей при действии газообразного H₂S.

В насыщенном водном растворе H₂S концентрация протонов определяется растворимостью сероводорода и его константами диссоциации:

Отсюда следует, что [H⁺]²[S^2- ] = 1.3^. 10- ^20. [H₂S] = 1.3^. 10- ²¹. Поскольку К₂ меньше К₁ на 6 порядков, то основной вклад в концентрацию [H⁺] в растворе H₂S вносит К₁. Таким образом, [H⁺]=[HS- ]= 10^-4.

При подстановке этого значения в соотношение [H⁺]²[S^2- ] = 1.3^. 10- ²¹ получаем, что концентрация ионов S^2- в насыщенном растворе H₂S равна ~1.3^. 10- ¹³. Учитывая эту величину, оцените: 1) Будет ли осаждаться CuS при действии H₂S на раствор 0.01 М CuSO₄ (ПР = 1.4^. 10^-36)? 2) Будет ли осаждаться MnS при действии H₂S на раствор 0.01 М MnSO₄ (ПР =1.1^. 10- ¹³)? (1. Ионное произведение, [Cu²⁺][S^2- ] = 10^-2. 1.3^. 10^-13 =1.3^. 10^-15, превышает ПР, и осадок выпадает. 2) Ионное произведение, [Mn²⁺][S^2-]= 10^-2. 1.3^. 10^-13 = =1.3^. 10- ¹⁵, не достигает ПР, и осадок не образуется.)

Халькогеноводороды сгорают на воздухе с образованием диоксидов: Н₂Э + 3/2 О₂ ЭО₂ + Н₂О. В кислых растворах Н₂Э ведут себя как мягкие восстановители. Восстановительные свойства Н₂Эусиливаются при переходе от Н₂Ок Н₂Ро, о чем свидетельствуют значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (табл.6). Кислород, галогены, кислоты-окислители, перманганат-ион быстро и количественно взаимодействуют с водными растворами халькогеноводородов, выделяя халькоген в форме простых веществ Э. Сероводород в зависимости от условий проведения реакции может окисляться до серы, SO₂, тиосульфата, политионатов, H₂SO₄. Для сероводорода характерна реакция с диоксидом серы: SO_2(г) + 2H₂S_(г) 3S_(тв.) + +2Н₂О_(г). При проведении этой реакции в водных растворах (жидкость Вакенродера) в продуктах найдены сера, тиосульфат-ион, политионовые кислоты и другие частицы.