7. Общая характеристика подгруппы кислорода.

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделлева, включающая следующие элементы: кислород – О; сера – S;селен – Se; теллур – Te; полоний – Po (радиоактивный элемент).Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: ns2np4– на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды.

8. Вода. Физические и химические свойства.

Из оксидов водорода самым распространенным на Земле является вода. Эмпирическая формула – Н2О. Молекулярная масса – 18. Строение молекулы воды (структурная формула):

Физические свойства: вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1 г/см3; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). При 100 °C и нормальном давлении водородные связи рвутся и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло-и электропроводность, но хорошая растворимость.

Химические свойства: вода незначительно диссоциирует:

В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита:

Взаимодействует со многими основными оксидами, металлами:

С кислотными оксидами:

Вода - превосходный растворитель для полярных веществ. К ним относятся ионные соединения, такие как соли, у которых заряженные частицы (ионы) диссоцииируют в воде, когда вещество растворяется, а также некоторые неионные соединения, например сахара и простые спирты, в молекуле которых присутствуют заряженные (полярные) группы (-OH).

9.Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-я и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.

Сероводород (H2S) – бесцветный газ с резким запахом гниющего белка.

 Получение:1)прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C; 2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой.

Химические свойства:

Реагирует с основаниями

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (обычная соль, при избытке NaOH)

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

2H₂S + ЗО₂ = 2Н₂О + 2SO₂

при недостатке кислорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O (на этой реакции основан промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO₄²⁻, например:

3H₂S + 4HClO₃ = 3H₂SO₄ + 4HCl

2H₂S + SO₂ = 2Н₂О + 3S

Константы диссоциации: (вместо А – S)

H₂A = H ⁺ + HA ⁻ 

HA ⁻ = H ⁺ + A^{2 −} 

Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот. Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями. Как двухосновная, кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды. Гидросульфиды хорошо растворимы в воде, сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов не окрашены, остальные имеют характерную окраску, например, сульфиды меди (II), никеля и свинца – черные, кадмия, индия, олова – желтые, сурьмы – оранжевый. Ионные сульфиды щелочных металлов M2S имеют структуру типа флюорита, где каждый атом серы окружен кубом из 8 атомов металла и каждый атом металла – тетраэдром из 4 атомов серы. Сульфиды типа MS характерны для щелочноземельных металлов и имеют структуру типа хлорида натрия, где каждый атом металла и серы окружен октаэдром из атомов другого сорта. При усилении ковалентного характера связи металл – сера реализуются структуры с меньшими координационными числами. Сульфиды цветных металлов встречаются в природе как минералы и руды, служат сырьем для получения металлов.